Soluzioni capitolo 11 - Zanichelli online per la...

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Idee per insegnare la chimica con Valitutti, Falasca, Tifi, Gentile CHIMICA: CONCETTI E MODELLI.BLU - SECONDO BIENNIO © Zanichelli 2014

CAPITOLO

SOLU

ZION

I DEG

LI ESER

CIZI DI TESTO

CAPITOLO 11LA STRUTTURA DELL’ATOMO11Soluzioni capitolo 11

1 la diffrazione2 fotoni 3 υ = c/λ4 la frequenza; velocità di propagazione, lun-

ghezza d’onda e frequenza5 onde del mare (m); increspature su uno stagno

(10–1 m); onde luminose (10–7 m)6 da 4 ∙ 10–7 m a 7 ∙ 10–7 m7 violetta8 perché i raggi UV hanno una maggiore energia9 la luce bianca10 perché è la somma di tutti i colori11 3 ∙ 104 m12 9,9 ∙ 10–27 J 13 3,8 ∙ 10–19 J14 azzurro; 4,4 ∙ 10–19 J15 la diffrazione16 La luce violetta ha υ maggiore, quindi possiede

E sufficiente per strappare gli elettroni dal metallo; la luce rossa ha E insufficiente, indi-pendentemente dalla sua intensità.

17 La luce UV ha E ancora maggiore: parte dell’E viene utilizzata per liberare gli elettroni dal metallo, la restante parte per fornir loro mag-giore velocità.

18 2,9 ∙ 10–19 J; 4,5 ∙ 10–19 J19 —20 —21 coincidono22 —23 regione ultravioletta24 sono quantizzati: a-c-d-f25 E1 = –2,18 ∙ 10–18 J; E2 = –5,45 ∙ 10–19 J;

E3 = –2,42 ∙ 10–19 J; E4 = –1,36 ∙ 10–19 J; E5 = –8,72 ∙ 10–20 J; E6 = –6,05 ∙ 10–20 J; E7 = –4,45 ∙ 10–20 J26 —27 —28 no, perché non sono dello stesso ordine di gran-

dezza29 perché se la massa è grande, la lunghezza d’on-

da è troppo piccola per essere apprezzata 30 la proprietà ondulatoria dell’elettrone31 λ = 1,45 ∙ 10–9 m32 λ = 4 ∙ 10–42 m33 v = 2 ∙ 10–29 m/s34 —35 —

36 —37 —38 —39 —40 —41 —42 —43 l = 0, 1, 2; m = – 2, –1, 0, +1, +2 44 a) 2s; b) 6d; c) 4f; d) 3d

45 a) n = 2 l = 2 m = 0 ms = +1/2

b) n = 1 l = 0 m = 1 ms = ±1/2

c) n = 3 l = –2 m = 0 ms = –1/2

d) n = 0 l = 0 m = 0 ms = +146 l (la forma); n (il volume)47 —48 risolvendo l’equazione d’onda49 dal numero quantico n50 —51 —52 —53 a) sì; b) no, non esiste 2d; c) no, non esiste 3f;

d) no, s non può contenere 3 e–; e) no, non esi-ste 8s; f) sì

54 neon (Ne)55 azoto (N)56 a) Z = 7 N

b) Z = 25 Mn c) Z = 34 Se d) Z = 50 Sn e) Z = 55 Cs57 a) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s24f105d106p2

corretta/errata perché il livello 4f non è completo

b) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5

corretta/errata perché

c) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s24f145d106p4 corretta/errata perché

d) 1s22s22p63s23p63d64s24p64d105s2 corretta/errata perché il livello 3d non è completo

e) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d10

6s26p67s2 corretta/errata perché

58 a) eccitato; b) eccitato; c) eccitato; d) fonda-mentale; e) fondamentale; f) eccitato

CAPITOLO

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11CAPITOLO 11

LA STRUTTURA DELL’ATOMO

59 O: 1s22s22p4

2s 2p1s

S: 1s22s22p63s23p4

2s 2p 3s1s 3p

Se: 1s22s22p63s23p63d104s24p4

2s 2p

3s

1s

3p 3d

4s 4p

nello strato esterno sono tutte ns2np4

60

N°atomico

N°neutroni

N° massa

Simbolo isotopo

Configurazione elettronica

Z = 31 N = 38 A = 69 6931Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1

Z = 53 N = 74 A = 127 1253

7I 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5

Z = 13 N = 14 A = 27 2713Al 1s22s22p63s23p1

Z = 21 N = 24 A = 45 4521 Sc 1s22s22p63s23p63d14s2

Z = 15 N = 16 A = 31 3115P 1s22s22p63s23p3

Z = 11 N = 12 A = 23 2311Na 1s22s22p63s1

Z = 19 N = 21 A = 40 4109K 1s22s22p63s23p64s1

Z = 23 N = 28 A = 51 5123V 1s22s22p63s23p63d34s2

61 a) Al: 1s22s22p63s23p1

b) Ga: 1s22s22p63s23p63d104s24p1

c) Te: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4

d) Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1

e) Nb: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s1

f) Ce: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f15s25p65d16s2

62 —63 1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2

REVIEW1 Υ = 5,09 ∙ 1014 Hz2 λ = 492 nm; verde3 ossigeno (O) e alluminio (Al)4 7,67 ∙ 1024

5 il terzo livello6 E = 9,5 ∙ 10–25 J; microonde7 E = 3,03 ∙ 10–19 J - visibile - riga rossa; dal livello

2 al livello 3

8 K+: 1s22s22p6

O2–: 1s22s22p6

Hf4+: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

9 1s22s22p63s23p5

10 911 1812 1s22s22p63s23p63d84s2

13 a) 1s22s22p63s2; b) 1s22s22p6



CAPITOLO

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12CAPITOLO 12IL SISTEMA PERIODICO

Soluzioni capitolo 121 —2 —3 —4 in ordine cronologico di scoperta: gallio, scan-

dio, germanio5 —6 —7 —8 VI gruppo (16), periodo 49 perché l’isotopo più stabile dell’argon (40Ar) ha

massa maggiore dell’isotopo più stabile del potassio (39K)

10 C

11 Ca KrI S KClBe Na12 azoto13 1s22s22p63s23p3

14 18 elementi; periodi 4-5-6-7; gruppi 1-2-13-14-15-16-17-18; nei gruppi dal 3 al 12

15 a) 2s22p2 gruppo 14, periodo 2, C b) 4s2 gruppo 3, periodo 4, Sc o

c) 3s23p5 gruppo 17, periodo 3, Cl d) 5s25p2 gruppo 14, periodo 5, Sn e) 6s26p2 gruppo 14, periodo 6, Pb16 a) gruppo 1

b) gruppo 15 c) gruppo 7 d) gruppo 17 e) gruppo 17 f) gruppo 317 F, N, Be, C 18 ns2np3

19 —20 —21 —22 —23 Aumentano, perché gli elettroni esterni occu-

pano orbitali via via più lontani dal nucleo, che risentono meno della sua carica positiva, scher-mata dagli elettroni interni sempre più nume-rosi.

24 Ar ha raggio atomico minore di Cl, perché i suoi e– risentono di una carica nucleare maggio-re di una unità; mentre K ha raggio atomico maggiore perché l’e– in più occupa un orbitale a livello energetico maggiore.

25 50 000 kJ/mol; 2° livello26 He ha la maggiore energia di prima ionizzazio-

ne: 1s2; Rn ha la minore energia di prima ioniz-zazione: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p6

5d106s26p6

27 Ar 1s22s22p63s23p6; Na 1s22s22p63s1

28 alta affinità elettronica ed elevata elettronega-tività

29 affinità elettronica30 —31 83,5 °C32 L’elettronegatività è una proprietà periodica

che cresce lungo i periodi e decresce lungo i gruppi.

Z

elettronegatività

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

Z

elettronegatività

9 17 35 53 85

33 a) Li+ Na+ Be2+ gas nobile He

b) N3+ O22 Cl– gas nobile Ne

c) Cl2 Br2 K+ gas nobile Ar

d) Y3+ Br2 I2 gas nobile Kr

34 1s2 // 2s22p6 // 3s23p3 (le barre indicano i salti energetici)

35

Na

Na+

Na7–

Na

Na+

Na7–

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12CAPITOLO 12

IL SISTEMA PERIODICO

Na

Na+

Na7–

la più stabile è Na+

36 ENa/Na+ = 3200 kJ; EF/F+ = 13 000 kJ; perché Na+ raggiunge la configurazione elettronica del gas nobile ed è più stabile

37

Simbolo dello ione

Numero di protoni

Numero di elettroni Configurazione elettronica esterna

N3– 7 10 1s22s22p6

Sr2+ 38 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6

Se2– 34 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6

Sc3+ 21 18 1s22s22p63s23p6

F– 9 10 1s22s22p6

Cs+ 55 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

38 —39

Raggioatomico

Energiadi prima

ionizzazioneElettronegatività

B, As, Sb, Li Li, B, Sb, As Li, B, Sb, As

O, I, Al, Rb Rb, Al, I, O Rb, Al, I, O

F, C, Sr, Ba Ba, Sr, C, F Ba, Sr, C, F

40 —41 rubidio42 bromo43 —

REVIEW1 —2 B3+

: 1s2

F– : 1s22s22p6

P : 1s22s22p63s23p3

3 rO = 73 pm - rS = 103 pm - perché gli e– di valen-za di S sono su un livello energetico superiore; rNa = 186 pm - rCl = 100 pm - perché gli e– di valenza di Cl, a parità di livello energetico, risentono di una carica nucleare maggiore

4 circa 685 000 atomi5 lo ione F– si espande perché i suoi 10 e– risento-

no di una carica nucleare di soli 9 p+

6 nell’alluminio il rapporto tra massa atomica e raggio al cubo è minore

7 perché scendendo lungo il gruppo aumenta il carattere metallico e quindi aumenta la reatti-vità con l’acqua



CAPITOLO

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CAPITOLO 12IL SISTEMA PERIODICO12

8 3p

3s

2s

1s

2p

3p

3s

2s

1s

2p

P 1s22s22p63s23p3

S 1s22s22p63s23p4

3p

3s

2s

1s

2p

3p

3s

2s

1s

2p

P 1s22s22p63s23p3

S 1s22s22p63s23p4

L’energia di ionizzazione di S è minore perché è più semplice strappare il quarto e–, destabi-lizzato dalla forza repulsiva dell’altro e– con cui condivide l’orbitale px, mentre P ha un solo e– in ogni orbitale 3p.

9 Ne 1s22s22p6; Xe 1s22s22p6 3s2 p63d104s24p64d-105s25p6; Xe ha dimensioni maggiori e i suoi e– di valenza risentono meno della carica nuclea-re e vengono attratti da F che è l’atomo più elettronegativo.

10

Simbolo dell’elemento

Numero di protoni

Numero di elettroni

Numero elettroni di valenza

Metallo/non metallo/semimetallo

Simbolo di Lewis

Simbolo ione più

probabile

Na 11 11 1 metallo Na Na+

F 9 9 7 non metallo F F–

Ca 20 20 2 metallo Ca Ca2+

Al 13 13 3 metallo Al Al3+

S 16 16 6 non metallo S S2–

I 53 53 7 non metallo I I–

11 a) Z = 22; Ti ; gruppo 4; periodo 4; metallo; 4; Ti4+

b) Z = 53; I ; gruppo VII (17); periodo 5; non metallo; 7; I–

c) Z = 19; K ; gruppo I (1); periodo 4; metallo; 1; K+

12 —13 —14 Cl– 1s22s22p63s23p6 (the electron configuration

for Ca+ is 1s22s22p63s23p63d104s1)

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13CAPITOLO 13

I LEGAMI CHIMICI

Soluzioni capitolo 131 —2 —3 —4 perché l’energia di legame di una singola mole-

cola è una quantità così piccola che sarebbe difficilmente misurabile

5 E = 5,78 × 10–22 kJ; λ = 344 nm - ultravioletto6 —7 38 acquistare9 1s22s22p6; il livello più esterno è il 2; gli elettro-

ni di valenza sono 810 1e– 11 K+ = 1s22s22p63s23p6 → Ar;

Cl– = 1s22s22p63s23p6 → Ar; Be2+ = 1s2 → He; Rb+ = 1s22s22p63s23p63d10 4s24p6 → Kr12 Cs+ e I–

13 no14 perché Cl possiede 7e– nel livello di valenza e

acquistando 1e– completa l’ottetto (Cl–)15 Zn = 1s22s22p63s23p63d104s2; perché perdendo i

2e– dell’orbitale 4s completa l’orbita preceden-te, la stessa cosa non accadrebbe se ne perdesse solo uno

16 Fe = 1s22s22p63s23p63d64s2; lo ione Fe2+ si forma quando vengono ceduti i 2e– dell’orbitale 4s, lo ione Fe3+ si forma quando viene ceduto anche 1e– dell’orbitale 3d (buona condizione energe-tica perché negli orbitali d ci sarebbero 5 elet-troni a spin parallelo)

17 a) –2e–, 1s22s22p63s23p6; b) +2e–, 1s22s22p63s23p6; c) 0; d) +1e–, 1s22s22p6

18 magnesio (Mg); metallo; perderà 2 elettroni19 Mg, Al, O, N: Ne; K: Ar; Br: Kr; I: Xe20 sia i 2 nuclei sia i 2 elettroni si respingono con

forza repulsiva perché possiedono la stessa carica21 S S

HH2H

As AsH

HH3H

Si AsH

HHH4H

22 0,074 nm; corrisponde alla lunghezza di legame tra due atomi di idrogeno

23 3 atomi di idrogeno ciascuno24 Ogni atomo di carbonio si può combinare con

un atomo di idrogeno.

H—C#C—H

25 perché ha 2e– spaiati e non ha l’ottetto comple-to

26

Cl—S—Cl ; H—Sb—H ; Cl—Ge—Cl

H|

Cl|

Cl|

27

Cl—C—Cl ;

Cl|

Cl|

Br—N—Br ;

Br|

O"C ; O"N—F ;|

Cl

Cl

|

Cl—O—Cl

28

F—C—F ; F—N—F ; O—F ; F—Cl

F|

F|

F|

F|

29 H—N—N—H ; H—O—C—O—H

H|

H|

O

"

30

P| |

||

Cl|

H—Be—H ;ClCl

Cl Cl;

S| |

||

F

F

FF

F F

|B| |

Cl| |

ClCl;

in BeH2 e in BCl3; in PCl5 e in SF6

31 Cl|

H—C—F ;

Cl|

F

F

|

|Cl—C—Cl ;

F

F

|

|F—C—C—F ;

H|

H|

F

F

|

|F—C—C—Cl

Cl

Cl

|

|

32 O—H ; H—O—O—H ; O"C"O ;

H|

N#N ; Cl—Si—Cl

Cl

Cl

|

|

legami semplici: H2O, H2O2, SiCl4; legami doppi: CO2; legami tripli: N2



CAPITOLO

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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 13I LEGAMI CHIMICI1333 Perché le molecole di H2 sono energeticamente

più stabili dei singoli atomi. Le stesse conside-razioni valgono per tutti quegli atomi che com-pletano l’ottetto unendosi sotto forma di mole-cole biatomiche: O2, N2, Cl2, F2.

34

lunghezza di legame (pm)

Energia di legame (kJ/mol)

100

20

200

300

400

500

600

700

800

900

1000

40 60 80 100 120 140 160 180 200

H2

N2

O2

Cl2

35 Br—O—H ; O Br—O—H ;

O Br—O—H

O

36

O S"O ; O S"O

O

37

H!O!S!O!H

O

O

2 legami covalenti polari S!O; 2 legami cova-lenti polari O!H; 2 legami covalenti dativi S!O

38

H O!H H O!H

H|

H|

+

39 a-c-f

40

Al

OH2H2O

H2OH2OH2O

H2O3

41

H!O!N"O ; H!O!P!O!H ;

O

O|

H|

H!O!S!O!H

O

42

Al!Cl ; Al!Cl Al!Cl!

!

Cl !

!

Cl

ClCl

!!

Cl

Cl

43 a) F; b) S; c) O; d) C44 legami covalenti polari: a-b-d; legami covalenti

apolari: c-e45 certamente non polari: O2; I2; S8; P4

polari: CuO; LaH3; AgCl; Al2O3; Fe2O3

46 K2O - BaO - Na2O - SrO - MgO - Al2O3 - Cu2O - Ag2O

47 B2O3 - As2O3 - P2O5 - CO2 - SO2 - I2O5 - N2O3 - Cl2O3

48 —49

H!C!H

O!S"O

!!

H

H

a)

b)

E = 0,4 4%

E = 1 22%

E = 1 22%

H!C!Cl

!!

H

H

c)

d)

O"C"Oe)

C!H E = 0,4 4%C!Cl E = 0,5 6%

E = 0,3 2%H!Si!H

!!

H

!

H

H

E = 0 non polareH!P!Hf)

50 in HCl, perché il cloro ha un’elettronegatività più elevata dello iodio

51 δ+Cu–Hδ–

δ+Li–Hδ–

δ+H–Fδ–

δ+H–Clδ–

52 molecole: H2O, CH4; ioni nel cristallo: CaCl2, MgO

53 AgI; AgBr; AgCl; AgF

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13CAPITOLO 13

I LEGAMI CHIMICI

54 si rompe il reticolo cristallino e gli ioni sono liberi di muoversi

55 sì, è sempre necessario fornire energia per strappare un elettrone a un atomo; la cattura di un elettrone, invece, libera sempre una certa energia, detta affinità elettronica

56 no, perché il nucleo di Mg è composto da 12p+, mentre quello di O solo da 8p+: Mg2+ ha quindi dimensioni minori di O2–, perché gli stessi elet-troni risentono di una carica nucleare maggiore

57

differenza di elettronegatività

percentuale di ionicità

10

0,5

20

30

40

50

60

70

80

90

100

1 1,5 2 2,5 3

al crescere della differenza di elettronegatività aumenta la % di carattere ionico del legame

58 a) Ca3N2; b) BaO; c) Li3N; d) CsF; e) BeF2; f) Li2O

59 2 ioni nitrato per lo ione calcio e 1 ione nitrato per lo ione sodio; 3 legami covalenti polari, di cui uno dativo

60 Na 2OONa Na Na

OCa

Cl 2MgMgCl Cl Cl

Ca 22 O

IK K I

61 a)

b)

c) OSr

O 32 Al O 32 Al O 2

Sr 22 O

d) Al AlO O O

FLi Li F

K 2OOK K K

62 —63 6,02 × 1022 elettroni mobili64 —65 6,70 × 1023 elettroni66 perché hanno la tendenza a mettere in comune

i loro elettroni67 covalenti puri nelle molecole biatomiche; cova-

lenti polari con gli altri non metalli e con i metalli di transizione; ionici con i metalli dei gruppi I e II

68 ionici con i non metalli69

Primo elemento

Secondo elemento

Tipo di legame

Na Cl ionico

Ca Br ionico

H S covalente polare

Mg O ionico

F F covalente puro

Cu H covalente polare

Fe Fe metallico

C H covalente polare

N H covalente polare

70

Elementodel periodo 3

Differenza di elettronegativitàcon l’ossigeno

Naturadel legame

Cariche

Na 2,6 ionico Na+ O2–

Mg 2,3 ionico Mg2+ O2–

Al 2,0 ionico Al3+ O2–

Si 1,7 Percentuale di ionicità: 51% /

P 1,4 covalente polare /

S 1,0 covalente polare /

Cl 0,5 covalente polare /



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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 13I LEGAMI CHIMICI1371 —72 sei73 quattro74 120°75 intorno all’atomo di ossigeno si trovano una

coppia elettronica di legame e tre coppie di elettroni liberi

76 perché il legame doppio genera una repulsione maggiore sui legami adiacenti

77 H—C#N

Cl Cl

S| |

Cl Cl Cl

P| | |

piegata

; ;

linearepiramidaletriangolare

78

O

H

OO| ||

|

|

tetraedrica piegata

a) b)

c) d)

PH |H

O

H OH|

|

||

tetraedrica

C |H

H

H HH|

|

||

tetraedrica

C

H

H H

O| |

79 alla maggiore distanza possibile l’una dall’altra

80

Formula bruta Formula di struttura di Lewis Geometria

LiH Li!H lineare

BeH2 H!Be!H lineare

BH3

H H

|

|| B

H

H HH|

|

|| C

H HH| || N

H

H H

O| |

H!F

trigonale planare

CH4

H H

|

|| B

H

H HH|

|

|| C

H HH| || N

H

H H

O| |

H!F

tetraedrica

NH3

H H

|

|| B

H

H HH|

|

|| C

H HH| || N

H

H H

O| |

H!F

piramidale triangolare

H2O

H H

|

|| B

H

H HH|

|

|| C

H HH| || N

H

H H

O| |

H!F

piegata

HF

H H

|

|| B

H

H HH|

|

|| C

H HH| || N

H

H H

O| |

H!F lineare

81

H HH| || N

H HH| || P

H HH| ||

As

piramidale trigonale

82 H!O!N"O

83

H HH| || N ; piramidale trigonale; legami

covalenti polari; NH , ioneammonio;

H HH| || N

H HH| || NH

4+

+ +

H

84

H H

|

|| B ; C

H

HO OH

||

||

O

geometria trigonale planare, perché in entram-bi i casi l’atomo centrale si lega a tre atomi

85 H!C#C!H lineare

REVIEW1 Sr2+ = 1s22s22p63s23p63d104s24p6; F– = 1s22s22p6;

entrambi raggiungono la configurazione elet-tronica del gas nobile più vicino

2 Na 2OONa Na Na

CAPITOLO



SOLU

ZIO

NI

DEG

LI

ESER

CIZI

DI

TEST

O

13CAPITOLO 13

I LEGAMI CHIMICI

3 perché nei solidi metallici gli elettroni del mare elettronico sono mobili, mentre nei solidi ionici no

4

B ||

Cl|

Cl ClB—ClO

H

H

Cl

Cl

|

|;

!

!

5 248 kJ6 Le due quantità sono simili, ma non identiche:

occorre spendere una quantità di energia supe-riore per le 2 mol di azoto.

7

B N—H||

F|

F FF—BF

F

!

!+ !

!H

HN—H!

!H

H

8 2–; un legante con carica 2– porterebbe a un composto neutro che potrebbe non essere solu-bile in acqua e quindi difficilmente eliminabile

9 OH—C—C

H

H

|

| !"

O—H

10

O O

B

OH

H H

|

!!! !

! trigonaleplanare

11 perché il sodio cedendo 1e– completa l’ottetto, così come l’ossigeno acquistando 2e–

12 a) Δe = 0,35; CH4

b) Δe = 0,38; H2S c) Δe = 2,55; BaO d) Δe = 0; Br2

13 a) O Cl—O—H ; b) H—H

c) Cl—Cl ; d) Cl 2Ba Cl

14 CaCl2; ionico 15

H HH| || N

Cl Cl

|

||Al

Clpiramidaletriangolare

trigonaleplanare

16 IK

S

O

OH

O HO

a)

b)

F Fc)

d)

Mg

; = 1,8 ; legame ionico

;

legame S O: = 0,9 ;legame covalente polare

legame O H: = 1,2 ;legame covalente polare

N

O

O HO ;

legame O H: = 1,2 ;legame covalente polare

legame N O: = 0,4 ;legame covalente polare

; = 2,7 ; legame ionico2

e

e

e

e

e

e

17

O OO"O O

"

strutturalineare

strutturapiegata

18 —19

H HH| || N

H

Cla)

b) Cl!O Na

20 perché P e S sono troppo voluminosi per sovrapporre gli orbitali e formare una molecola biatomica; si forma la geometria energetica-mente più stabile

21 The noble gases tend not to react because their external electronic level is complete and so they are in condition of maximal stability and minimum energy.

22 a) b)

c) d)

F N CH3

CH3

CH3

Br

CCl ClCl

ClClO O



CAPITOLO

SOLU

ZION

I DEG

LI ESER

CIZI DI TESTO

CAPITOLO 14LE NUOVE TEORIE DEL LEGAME14Soluzioni capitolo 14

1 —2 —3

C

C

"

"

!

!"

! !

!O

O O

OC

C

"!

!

O

O O

O

"

C

C

"!

!

O

O O

O

4

C

H

OOC

H

OO

5 no6 N#N!O N"N"O

7 O"N!O!H

O

struttura di Lewis:

O!Nsì: !!

"

OH

OO!N!

!"

H

O

O

8 —9 il legame si forma in seguito alla sovrapposizio-

ne di due orbitali 3pz semipieni dei due atomi di cloro

10 gli orbitali 1s dell’atomo di idrogeno e gli orbi-tali 2p dell’atomo di ossigeno

11 H: 1s1

3s 3p

1s

2p2s

P: 1s22s22p63s23p3

orbitale 1s per l’idrogeno e orbitali 3p per il fosforo

12 NH3: 3 legami σ; CO2: 2 legami σ - 2 legami π; N2: 1 legame σ - 2 legami π; HCN: 2 legami σ - 2 legami π

13 azoto; N#N ; 1 legame σ e 1 legame π

14 N!N !!

! !

H H

H H orbitale 1s per l’idrogeno e orbitale 2p per l’a-

zoto15 10 legami σ e 2 legami π16 —

17 sp; sp2

18 sp2

19 3-2-3; sp3

20 no, perché B con ibridazione sp2 genera una struttura trigonale planare, mentre P con ibri-dazione sp3 origina una geometria tetraedrica

21

O"N!O

O

!H

no, nelle molecole poliatomiche la teoria VB non è in grado di giustificare i dati sperimentali

22

OH

H

Lewis: VB: orbitali ibridi:H

H2p

O1s

1sH

H

l’ultima è quella che fornisce il risultato più prossimo al dato sperimentale di 104,5°

23 Dal terzo periodo in poi l’atomo centrale di una molecola può disporre di più di 8 elettroni, come avviene in PCl5 e in SF6, dove il fosforo e lo zolfo sono circondati rispettivamente da 5 e da 6 coppie elettroniche di legame. Queste situazioni comportano quindi l’estensione o, meglio, l’espansione dell’ottetto. N e O non formano ottetti espansi perché il secondo livel-lo non contiene il sottolivello d.

24 3; sp3 - tetraedro; sp2 - trigonale planare; sp -

lineare; 1 elettrone per ciascun orbitale25 2s 2p 2sp2 2sp2 2sp2

B 3Cl

Cl Cl

Cl

+ B120°

B:

26

C

H

H

H H

109,

5°

109,5°

109,5° 109,5°

si formano 4 legami σ con geometria tetrae-drica

27 sp3: 3; sp2: 128 azoto: 1s22s22p3 - carbonio: 1s22s22p2; 4 orbitali

ibridi sp3; no, il sottolivello p dell’azoto è già semiriempito nello stato fondamentale

29 —30 —

CAPITOLO



SOLU

ZIO

NI

DEG

LI

ESER

CIZI

DI

TEST

O

CAPITOLO 14LE NUOVE TEORIE DEL LEGAME 14

31

O O2p 2p

O O2p 2p

O2–, perché possiede ancora 1e– spaiato

32

N O2p 2p

l’elettrone spaiato nell’orbitale π*2p

REVIEW1 perché il doppietto elettronico non condiviso è

più ingombrante dei singoli legami e tende a ridurre i loro angoli da 109,5° a 107°

2 C"O!

!H

H l’atomo di C usa 3 orbitali sp2 per formare i 3

legami σ con 1sH e 2pO; poi 2pC si unisce con 2pO per formare il legame π

3 Nella struttura di Lewis di POCl3, il legame tra P e O è dativo. Secondo la teoria VB, invece, lo stesso legame è covalente doppio (espansione dell’ottetto).

4

H!Si!H

!!

H

H legame σ; struttura tetraedrica; Si 1s22s22p63s23p2; per spiegare la molecola del

tetraidruro di silicio secondo la teoria VB, si ammette una promozione elettronica 2s → 2p con formazione di 4 orbitali semiriempiti dispo-nibili per 4 legami covalenti

5 S

!!!!FF

FF

4 coppie di legame e 1 coppia solitaria; ibrida-zione sp3d

6 perché gli elettroni non sono vincolati a legami definiti tra una coppia di atomi, ma estesi alla molecola intera

7 XeF4: 4 coppie di legame e 2 coppie solitarie. Si ammettono 2 promozioni elettroniche 5p → 5d;

Xe: [Kr] 4d105s25p6 stato fondamentale

4d5s 5p

stato eccitato: ibridato sp3d2

sp3d2

La forma quadrata della molecola è dovuta al fatto che le coppie solitarie si dispongono alla massima distanza reciproca, ossia a 180°.

8 —9 —



CAPITOLO

SOLU

ZION

I DEG

LI ESER

CIZI DI TESTO

CAPITOLO 15LE FORZE INTERMOLECOLARI E GLI STATI CONDENSATI DELLA MATERIA15Soluzioni capitolo 15

1 in un liquido sono quasi in equilibrio; nello stato aeriforme sono pressoché nulle

2 lo stato solido e lo stato liquido3 interatomiche: c-d; intermolecolari: a-b-e4 perché sono entrambe sostanze apolari5 l’acqua6 —7 sì, quando a causa della geometria tutti i dipoli

si annullano8 Dipende dalla somma dei momenti dipolari,

perché H2O ha geometria piegata (somma diversa da 0), mentre CO2 è lineare (somma nulla).

9 perché PH3 ha struttura piramidale trigonale, mentre BH3 è trigonale planare

10 polare, perché rimane un momento dipolare in direzione N → C

11 perché H2S ha struttura piegata, mentre CS2 ha struttura lineare

12 perché entrambi hanno geometria tetraedrica, ma in CF4 i legami sono tutti equivalenti e i dipoli si annullano, mentre in CF2Cl2 no

13 PCl5 e SF6 sono apolari; SF5Br è polare, perché il momento dipolare non è più nullo

14 con l’esperimento della bacchetta elettrizzata15 polari: CH2Cl2 - CO2 - H2S - PCl3 - HI;

apolari: CH3CH3 - Br2

16 CCl4 - CO2 - I2 17 a-c-d18

H!C!H

!!

H

H

N

HH H

!

!

geometria tetraedrica e piramidale triangolare; sp3; CH4 apolare - NH3 polare

19 forze dipolo-dipolo20 tramite le forze di London21 —22 —23 perché l’ossigeno ha dimensioni maggiori dell’a-

zoto e quindi forze di Van der Waals più intense24

Gas nobile Teb (°C)

He −269Ne −246Ar −186Kr −152Xe −107Rn −62

Al crescere delle dimensioni atomiche aumenta la temperatura di ebollizione.

25

H!Cl

H!Cl

ClH

H!Cl

2,1 3,0

Le proprietà chimiche dipendono dal legame covalente polare intramolecolare; quelle fisiche dalle interazioni dipolo-dipolo fra molecole.

26 Le forze di London fra le catene lineari del n-esano sono più intense, dato il maggior nume-ro di atomi della molecola. È quindi necessaria più energia per vincere queste interazioni.

27 —28 n-pentano, perché la struttura lineare permette

di instaurare interazioni intermolecolari più numerose

29 perché l’esano ha massa maggiore30 GeH4, AsH3, SeH2; GeH4, perché ha geometria

tetraedrica ed è apolare31 tetraedrica; no; forze di London crescenti al

crescere delle dimensioni32 —33 —34 —35 —36

H!C!H

!!

H

Cl

H!C!H

!!

H

O!H

l’alcol metilico, perché il gruppo OH favorisce la formazione di legami a idrogeno tra le mole-cole

37 b38 aeriforme39 perché evaporando l’alcol sottrae calore alla

pelle e lo utilizza per rompere i legami a idro-geno tra le sue molecole

40 —41 CH4 - H2S - H2O42 HF può formare legami a idrogeno e HCl no43 Il ghiaccio d’acqua ha molecole polari, tra le

quali si originano legami a idrogeno che forma-no strutture esagonali con 6 molecole ciascuna; riscaldandolo, a 0 °C e 1 atm diventa liquido. Il ghiaccio secco ha molecole apolari, tra le quali si originano deboli forze di London, pertanto a soli –78 °C si trasforma direttamente in gas.

44 miscuglio eterogeneo, perché l’acqua (polare) e il benzene (apolare) sono immiscibili

CAPITOLO



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CIZI

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TEST

O

15CAPITOLO 15

LE FORZE INTERMOLECOLARI E GLI STATI CONDENSATI DELLA MATERIA

45 —46 la separazione in idrogeno e ossigeno47 —48 410,02 g49 i legami a idrogeno; perché, possedendo legami

intermolecolari forti, sottrae molto calore per spezzarli

50 perché il rame forma cristalli metallici e il sol-fato di rame cristalli ionici

51 —52 di un cristallo molecolare polare53 perché presentano le deboli forze di Van der

Waals

54 cristallo molecolare apolare55 cristallo covalente56 no, perché si tratta di un solido molecolare

apolare57 cristallo metallico58 cristalli ionici59 si tratta di ossidi ionici che, per le loro proprie-

tà, possono essere ritenuti di tipo covalente 60 ioni61 Cu rosso - Au giallo; Cu verde - Au blu violetta;

neri; proprietà fisica62 —

63

Formula di Lewis Tipo di legame Tipo di solido

CaCl

Pt

Cl

Ag I

P

PPP

– –+2

Si

OO O

!

!

O|

Ionico Ionico

Pt Metallico Metallico

CaCl

Pt

Cl

Ag I

P

PPP

– –+2

Si

OO O

!

!

O|

Covalente apolare Molecolare apolare

CaCl

Pt

Cl

Ag I

P

PPP

– –+2

Si

OO O

!

!

O|

Covalente polare Molecolare polare

CaCl

Pt

Cl

Ag I

P

PPP

– –+2

Si

OO O

!

!

O|

Covalente polare Covalente o reticolare

64 perché la lega metallica è più resistente dei singoli metalli, è duttile e malleabile, conduttri-ce di calore e risente in misura minore dell’at-tacco degli acidi

65 —66 —67 —68 —69 solido amorfo70 le superfici piane riflettono la struttura ordina-

ta del cristallo (sfaldabilità)71 polimorfe72 sistema cubico, tetragonale e rombico; sistema

cubico73 perché quelle più dure potrebbero scalfire

quelle più fragili74 tra 4 e 575 gli ioni devono essere intercambiabili: stessa

carica e raggio ionico simile

76 6; 6; perché i sei ioni con carica uguale, che circondano uno ione di carica opposta, forma-no un ottaedro

77 —78 perché l’acqua ha una elevata tensione superfi-

ciale, che viene drasticamente ridotta per aggiunta di tensioattivi

79 perché la carta da forno è oleata e pertanto impermeabile

80 perché è la forma che offre il maggior raggrup-pamento delle molecole e la minor superficie di contatto

81 perché l’elevato numero di forze di Van der Waals tra le catene rallenta il reciproco scorri-mento

82 perché diminuisce la tensione superficiale83 quello delle Eolie84 perché i tensioattivi riducono la tensione super-

ficiale



CAPITOLO

SOLU

ZION

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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 15LE FORZE INTERMOLECOLARI E GLI STATI CONDENSATI DELLA MATERIA15REVIEW

1 per la tensione superficiale2 escono in base alla loro viscosità crescente3 no4 lega metallica5 nel ghiaccio, i legami a idrogeno tra le molecole

sono come congelati a formare strutture esago-nali vuote all’interno, con conseguente aumen-to di volume rispetto all’acqua liquida

6 A: oro; B: zolfo; C: cloruro di potassio; D: dia-mante

7 P4: cristallo molecolare apolare; Px: cristallo covalente

8 la temperatura di ebollizione cresce al crescere delle dimensioni dell’atomo centrale, perché le forze di Van der Waals sono più intense

9

HF HCl HBr HI

Momento di dipolo (D) 1,91 1,08 0,80 0,42

Lunghezza di legame (pm) 91,61 127 141 161

Carica (C) 6,96 × 10−20 2,84 × 10−20 1,90 × 10−20 8,71 × 10−21

10 a) legame covalente; b) legame ionico; c) forze dipolo-dipolo; d) forze di London

11 forze di London; minore12 legami a idrogeno tra i gruppi OH; forze di

London tra le catene idrocarburiche13

H!C!C!OH

!!

H

H

!!

H

H perché la molecola possiede una porzione idro-

fila (OH) e una idrofoba (CH3CH2!)14 minore, perché presenta Teb inferiore a quella

dell’acqua15 perché l’acqua possiede una tensione superfi-

ciale più elevata16 i pigmenti vegetali passano dal solvente alcoli-

co all’acqua, rendendola opaca e svelando i loro aromi

17 Energia di legame semplice fra atomi di carbo-nio: 348 kJ/mol; energia di legame doppio: 614 kJ/mol; energia di legame triplo: 839 kJ/mol. Il legame doppio non ha energia doppia rispetto al legame semplice.

Differenza di energia tra legame doppio e sem-plice: (614 – 348) kJ/mol = 266 kJ/mol.

Differenza di energia tra legame triplo e dop-pio: (839 – 614) kJ/mol = 225 kJ/mol.

Per spezzare un legame triplo occorre spendere più energia di quella necessaria per tre distinti legami singoli C!C. Se ne ricava che i com-posti con legami semplici (ibridazione sp3 del carbonio) sono più stabili.

18 perché la pressione esercitata dal gas della bolla d’aria impedisce la risalita per capillarità e interrompe la forza di coesione tra le molecole

19 a) molecolare; b) metallico; c) molecolare; d) ionico

20 a) legami a idrogeno; b) legami a idrogeno; c) legame metallico; d) forze di London;

e) legami ionici21 —22 —

CAPITOLO



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CIZI

DI

TEST

O

CAPITOLO 16CLASSIFICAZIONE E NOMENCLATURA DEI COMPOSTI 16

Soluzioni capitolo 161 Antoine Lavoisier2 nomenclatura tradizionale, di Stock e IUPAC3 —4 +5; –25 a) 0; b) +1; –2; c) 0; d) +6; –2; e) –3; +1; f) +7;

–2; g) –4; +1; h) 0; i) +1; –1; l) +2; –2; m) 0; n) +3; –2; o) +2; –2; p) +1; –2; q) +1; –1; r) +1; –2; s) –1; t) +6; –2; u) +2; v) +7; –2

6 l’elettrone 1s dell’idrogeno e un elettrone di un sottolivello p dell’alogeno, rispettivamente 2p per il fluoro, 3p per il cloro, 4p per il bromo, 5p per lo iodio

7 H2S8 i legami covalenti (puri o omopolari) si forma-

no tra atomi aventi la stessa elettronegatività 9 perché i perossidi sono caratterizzati da due

atomi di ossigeno legati tra loro da un legame covalente puro; il rimanente elettrone forma il legame con l’idrogeno

10 +2; la carica è indicata da un numero seguito dal segno positivo o negativo; il numero di ossi-dazione, dal segno seguito da un numero

11 1s22s22p63s23p1; perché cede i 3e– del livello 312 sono a sinistra e hanno comportamento metal-

lico; il n.o. è sempre positivo perché perdendo elettroni raggiungono la stabilità dell’ottetto

13 1s22s22p63s23p63d104s2; perché tende a cedere i 2e– presenti nel 4° livello

14 perché il fluoro è più elettronegativo dell’ossige-no e quindi assume n.o. –1, mentre l’ossigeno +2

15 l’idrogeno assume n.o. –1 quando si combina con elementi meno elettronegativi di lui, men-tre ha n.o. +1 se si combina con gli alogeni che hanno elettronegatività maggiore

16 a) +2; –2; +1; b) +2; –2; c) +2; +6; –2; d) +3; –2; e) +1; –1; f) +5; –2; g) –3; +1; h) +4; –2; i) +1; +4; –2; l) +5; –2; m) +1; +7; –2; n) +2; –1; o) +1; +5; –2; p) +3; –2; q) +1; +4; –2; r) +2; +6; –2; s) +5; –2; t) +6; –2; u) +3; –2; v) +5; –2

17 —18 a) +1; b) +4; c) +6; d) +4; e) +4; f) –3; g) +5; h)

+6; i) +7; l) –319 a) +1; b) –2; c) +4; d) +1; e) +4; f) +4; g) +1; h)

+2; i) 0; l) +4; m) +3; n) +2; o) –2; p) –3; q) +220 a) +1; +1; –2; b) +2; +4; –2; c) +1; +2; –2; d) +2; +1;

+6; –2; e) +2; +2; +4; –2; f) –3; +1; +7; –2; g) +2; +4; –2; h) +1; +3; +4; –2; i) 0; +1; –1; –1; l) +2; +3; –2; m) +2; –2; +1; n) –3; +1; +6; –2; o) +2; +4; –2; p) +1; +1; +5; –2; q) +1; +1; +4; –2; r) +2; +3; –2

21 a) CaS; c) CO2; b) PBr3; d) SeH2

22 LiCl cloruro di litio; Li3N nitruro di litio; Li2O ossido di litio; CaCl2 cloruro di calcio; Ca3N2 nitruro di calcio; CaO ossido di calcio; AlCl3 cloruro di alluminio; AlN nitruro di alluminio; Al2O3 ossido di alluminio

23 Cl2O monossido di cloro; Cl2O3 triossido di dicloro; Cl2O5 pentaossido di dicloro; Cl2O7 eptaossido di dicloro

24 CrO monossido di cromo; Cr2O3 triossido di dicromo; CrO3 triossido di cromo

25 N2O monossido di diazoto; NO monossido di azoto; N2O3 triossido di diazoto; NO2 diossido di azoto; N2O5 pentaossido di diazoto

26 a) Fe2O3; b) PCl5; c) K2O; d) SF6; e) LiH; f) As2S3; g) HBr; h) H2S; i) N2O; l) BN; m) Mg2Si; n) GaSe

27 a) SF6 esafluoruro di zolfo; b) CO monossido di carbonio; c) CsCl cloruro di cesio

28 b) ossido di diidrogeno; l) monossido di carbo-nio; m) diossido di carbonio; n) eptossido di dicloro; o) esafluoruro di xenon; p) diioduro di piombo; q) esaidruro di diboro; r) tetraclo-ruro di silicio; s) tetraidruro di carbonio; t) tricloruro di alluminio; u) pentossido di diclo-ro; v) perossido di idrogeno; z) solfuro di dipo-tassio

29 CO2 diossido di carbonio30 a) tricloruro di magnesio → dicloruro di magne-

sio; b) tetraossido di dipiombo → diossido di piombo; c) diidruro di zolfo → solfuro di dii-drogeno; d) diossido di zinco → ossido di zinco

31 a) CH2; b) F2O; c) BeH; d) H3P32 ossidi basici: a-b-e-g-i-n; ossidi acidi: c-d-f-h-l-m33 idrossidi: b-c-g-h-i; ossiacidi: a-d-e-f-l34 ossiacidi: c-d-f-g-l; sali: a-b-e-h-i35 Ca(OH)2 diidrossido di calcio36 sì, tutti gli ossiacidi di ammonio37 idruri metallici: b-d-g-h-m-n-r-s; idruri covalen-

ti: a-e-l-o-t; idracidi: c-f-i-p-q Nota: Gli idruri salini (di tipo ionico) sono quelli dei

metalli alcalini e alcalino-terrosi. Gli idruri metallici sono formati da metalli quali Ti, V, Cr, Pd e altri, grazie alla loro capacità di adsorbire o includere idrogeno, in misura variabile, entro gli interstizi del reticolo cristallino (si suppone che l’idrogeno sia presente in forma non ionica). Gli idruri covalenti si formano con i non metalli.

38 a) ossido basico; b) ossiacido; c) sale ternario; d) idrossido; e) sale binario; f) sale ternario; g) idruro metallico; h) idracido o idruro cova-lente; i) ossido acido

39 no, gli idruri covalenti non possono generare sali40 a) ossido acido; b) idruro covalente; c) ossiacido;

d) idracido; e) ossido basico; f) sale ternario; g) sale binario; h) ossido acido; i) ossido basi-



CAPITOLO

SOLU

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CIZI DI TESTO

16CAPITOLO 16CLASSIFICAZIONE E NOMENCLATURA DEI COMPOSTI

co; l) idruro metallico; m) ossido covalente; n) idrossido; o) idruro metallico; p) idruro cova-lente; q) sale ternario; r) ossiacido; s) idrossido; t) ossido acido; u) idracido; v) sale binario

41 a) metallo + non metallo; b) metallo + idracido; c) ossido basico + idracido; d) idrossido + idracido

42 HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN43 è un legame covalente polare: in soluzione ac-

quosa, HBr si dissocia in ioni H+(aq) e Br–

(aq)

44 NH3

45 si spezza un legame covalente polare dell’acqua e si riforma tra lo ione ossido O2– e lo ione H+ liberato

46 fosforo47 Na2S solfuro di disodio48 ossidi acidi: a-d-e-g; ossidi basici: b-c-f-h49 gli idruri metallici sono formati da metallo e

idrogeno (con n.o. –1), mentre gli idruri cova-lenti da non metallo (escluso S e alogeni) e idrogeno (con n.o. +1)

50

Composto Nomenclatura tradizionale

Nomenclatura secondo Stock Nomenclatura IUPAC

FeBr2 bromuro ferroso bromuro di ferro(II) dibromuro di ferroSnCl2 cloruro stannoso cloruro di stagno(II) dicloruro di stagnoSnCl4 cloruro stannico cloruro di stagno(IV) tetracloruro di stagnoCaF2 floruro di calcio fluoruro di calcio difluoruro di calcio

51 a) Cr2O3; b) V2O5; c) Ni2S3; d) TiH4

52 a) CoO; b) Cl2O5; c) Cl2O7; d) CuCl53 a) ioduro di rame(II); b) ioduro di mercurio(I);

c) solfuro di cobalto(III); d) idruro di nichel(II)54 a) triossido di diarsenico; b) pentaossido di

dibismuto; c) bromuro di idrogeno; d) trisolfu-

ro di dicromo; e) monosolfuro di ferro; f) triclo-ruro di antimonio

55 a) HCl; b) H2S; c) HF; d) HBr56 a) NiO; b) Fe2O3; c) Cu2O; d) PbO2

57 a) CO2; b) N2O5; c) Cl2O7; d) B2O3

58

Composto Classe Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradizionale

a) NH3 idruro covalente triidruro di azoto ammoniacab) KCl sale binario cloruro di potassio cloruro di potassioc) AsH3 idruro covalente triidruro di arsenico arsinad) BaH2 idruro metallico diidruro di bario idruro di barioe) HCl idracido cloruro di idrogeno acido cloridricof) BF3 sale binario trifluoruro di boro fluoruro di borog) LiH idruro metallico idruro di litio idruro di litioh) FeBr3 sale binario tribromuro di ferro bromuro ferricoi) SiH4 idruro covalente tetraidruro di silicio idruro di silicioj) HBr idracido bromuro di idrogeno acido bromidricok) HI idracido ioduro di idrogeno acido iodidricol) CuH idruro metallico monoidruro di rame idruro rameoso

m) PH3 idruro covalente triidruro di fosforo fosfinan) ZnH2 idruro metallico diidruro di zinco idruro di zincoo) NaF sale binario fluoruro di sodio fluoruro di sodiop) CaH2 idruro metallico diidruro di calcio idruro di calcioq) PbI2 sale binario diioduro di piombo ioduro piombosor) K2S sale binario solfuro di dipotassio solfuro di potassios) CH4 idruro covalente tetraidruro di carbonio idruro di carboniot) H2S idracido solfuro di diidrogeno acido solfidricou) HF idracido fluoruro di idrogeno acido fluoridricov) SiCl4 sale binario tetracloruro di silicio cloruro di siliciow) NiO ossido basico monossido di nichel ossido nichelosox) CS2 sale binario disolfuro di carbonio solfuro di carbonio



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16CAPITOLO 16

CLASSIFICAZIONE E NOMENCLATURA DEI COMPOSTICAPITOLO

59

Composto ClasseNomenclaturaIUPAC

Nomenclaturatradizionale

Nomenclatura di Stock

a) CO2 ossido acido diossido di carbonio anidride carbonica

b) CuO ossido basico monossido di rame ossido rameico ossido di rame(II)

c) SrO ossido basico ossido di stronzio ossido di stronzio ossido di stronzio

d) SO2 ossido acido diossido di zolfo anidride solforosa

e) P2O5 ossido acido pentaossido di difosforo anidride fosforica

f) H2O2 perossido perossido di idrogeno acqua ossigenata

g) Ni2O3 ossido basico triossido di dinichel ossido nichelico ossido di nichel(III)

h) Na2O2 perossido perossido di sodio perossido di sodio perossido di sodio

60 a) diossido carbonico → diossido di carbonio; b) anidride disolforica → anidride solforica; c) ossido di calcio(II) → ossido di calcio

61 —

62

CompostoNomenclatura IUPAC

Nomenclatura tradizionale

Nomenclatura di Stock

a) NaCl cloruro di sodio cloruro di sodio cloruro di sodio

b) H2O ossido di diidrogeno acqua

c) Na2O2 perossido di sodio perossido di sodio perossido di sodio

d) SiO2 diossido di silicio anidride silicica

e) XeF6 esafluoruro di xenon fluoruro di xenon

f) AsH3 triidruro di arsenico arsina

g) CO2 diossido di carbonio anidride carbonica

h) H2S solfuro di diidrogeno acido solfidrico

i) CH4 tetraidruro di carbonio metano

l) N2O3 triossido di diazoto anidride nitrosa

m) KCN cianuro di potassio cianuro di potassio cianuro di potassio

n) LiH idruro di litio idruro di litio idruro di litio

o) NH3 triidruro di azoto ammoniaca

p) MnO2 diossido di manganese ossido manganoso ossido di manganese(IV)

q) PH3 triidruro di fosforo fosfina

r) Cu2O monossido di dirame ossido rameoso ossido di rame(I)

s) HgS monosolfuro di mercurio solfuro mercurico solfuro di mercurio(II)

t) H2O2 perossido di idrogeno acqua ossigenata

u) CS2 disolfuro di carbonio solfuro carbonico

v) CaO ossido di calcio ossido di calcio ossido di calcio

63 a) Ca(OH)2; b) Fe(OH)2; c) Fe(OH)3; d) Ba(OH)2; e) NaOH; f) Cu(OH)2;

g) CuOH; h) KOH64 a) H2CO3; b) HNO2; c) HClO4; d) H2CrO4;

e) H2MnO4; f) HMnO4; g) HNO3; h) HAsO2

65 tre66 SiO4

4–; Mg: +2; Si: +4; O: –267 con un idracido68 3; Ca3(PO4)2

69 i cianuri e i sali di ammonio, perché la parte anionica e quella cationica sono già formate da due elementi

70 a) Na+, BO33–; b) K+, ClO4

–; c) Mg2+, SO32–; d)

Na+, PO43–; e) Ba2+, CO3

2–

71 perché P e H hanno la stessa elettronegatività72 a) BaSO4; b) KNO3; c) MgCO3; d) NaClO;

e) Ca3(PO4)2



CAPITOLO

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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 16CLASSIFICAZIONE E NOMENCLATURA DEI COMPOSTI1673 a) Na+ e HCO3

–; b) Ca2+ e 2HSO4–; c) Mg2+ e

2H2PO4–; d) Ba2+ e 2HSO3

–; e) Li+ e H2PO3–

74 a) LiClO; b) HClO4; c) CoCO3; d) K2SO3; e) KIO3; f) Cr2(SO4)3

75 a) H2MnO4; b) H2AsO3; c) H2SeO3; d) FeCO3; e) CuSO4

76 si ottengono per reazione di due o più molecole di ossido acido con una o più molecole di acqua

77 Na2B4O7

78 HBrO; HIO3; HIO4

79 B2O3 + H2O → H2B2O4 → 2HBO2; As2O5 + + 3H2O → H6As2O8 → 2H3AsO4; P2O5 + + 2H2O → H4P2O7

80

Formula Nome tradizionale Nome IUPAC

H2CO3 acido carbonico acido triossocarbonico(IV)

HNO2 acido nitroso acido diossonitrico(III)

HNO3 acido nitrico acido triossonitrico(V)

H2SO3 acido solforoso acido triossosolforico(IV)

H2SO4 acido solforico acido tetraossosolforico(VI)

HClO acido ipocloroso acido monossoclorico(I)

HClO2 acido cloroso acido diossoclorico(III)

HClO3 acido clorico acido triossoclorico(V)

HClO4 acido perclorico acido tetraossoclorico(VII)

HBrO acido ipobromoso acido monossobromico(I)

HBrO2 acido bromoso acido diossobromico(III)

HBrO3 acido bromico acido triossobromico(V)

HIO acido ipoiodoso acido monossoiodico(I)

HIO3 acido iodico acido triossoiodico(V)

HIO4 acido periodico acido tetraossoiodico(VII)

81 a) acido ortoborico; b) acido tetraborico; c) acido ortosilicico; d) acido tetrasilicico; e) acido ortofosfo-roso o fosforoso; f) acido ortofosforico o fosforico; g) acido pirofosforico; h) acido metafosforico; i) acido ortoarsenico

REVIEW1 a) solfuro ferroso; b) cloruro cobaltoso; c) nitri-

to di sodio; d) clorito di potassio2 a) Mn(NO2)2; b) FeF3; c) Ba(OH)2; d) Cl2O7

3 a) Zn(NO2)2; b) Na2SO3; c) AlPO4; d) LiClO3; e) KMnO4; f) Ca(HSO4)2; g) Fe(HS)2

4 a) acido cloridrico; b) idrossido di potassio; c) solfato di sodio; d) acido perclorico; e) idrossi-do stannoso; f) anidride nitrica; g) idrossido di alluminio; h) ipoclorito di calcio

5 a) idrogenotriossosolfato(IV) di bario; b) ossi-do di dipotassio; c) triossosolfato(IV) di allumi-nio; d) triidrossido di cromo; e) triossido di zolfo; f) pentaossido di difosforo; g) iodio; h) acido triossoborico(III)

6 b) ternario, molecolare, ossiacido; c) binario, molecolare, idruro covalente; d) ternario, ioni-co, idrossido; e) binario, ionico, ossido basico; f) ternario, ionico, sale di ossiacido; g) binario,

molecolare, idracido; h) binario, ionico, idruro di metallo

7 carattere metallico maggiore ed energia di ionizzazione minore rispetto agli altri elementi del gruppo

8 a) ossido rameico (n.o. Cu = +2); b) nitrato di potassio (n.o. N = +5); c) cloruro di ferro(II) (n.o. Fe = +2); d) pentaossido di diazoto (N ha pedice 2); e) perossido di potassio (se no era K2O); f) idrossido di bario (ha solo n.o. +2); g) acido solforico (n.o. S = +6); h) acido bromidri-co (è un idracido); i) anidride permanganica (n.o. Mn = +7); l) carbonato acido di sodio (H indica che è acido); m) manganato di potassio (n.o. Mn = +6)

9 Cr2O3 + 3H2O → 2Cr(OH)3, ossido di cromo + acqua → idrossido cromoso; Cr2O3 + H2O → H2Cr2O4 → 2HCrO2, ossido di cromo + acqua → acido cromoso

CAPITOLO



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16CAPITOLO 16

CLASSIFICAZIONE E NOMENCLATURA DEI COMPOSTI

10

Nome tradizionale Nome IUPAC

a) carbonato acido di sodio idrogenocarbonato(IV) di sodio

b) carbonato di sodio triossocarbonato(IV) di sodio

c) ipoclorito di sodio monossoclorato(I) di sodio

d) acido cloridrico cloruro di idrogeno

e) ossido piombico diossido di piombo

f) ossido di alluminio triossido di dialluminio

g) ossido di calcio ossido di calcio

h) idrossido di calcio diidrossido di calcio

i) tetraborato di sodio decaidrato eptaossotetraborato(III) di sodio decaidrato

l) solfato di alluminio tetraossosolfato(VI) di alluminio

m) carburo di silicio monocarburo di silicio

n) idruro di azoto triidruro di azoto

o) idruro di carbonio tetraidruro di carbonio

11 a) HCO3–; b) S2–; c) HSO3

–; d) HSO4–; e) H2PO4

–; f) ClO2

–; g) ClO4–; b) NO2

–

12

Formula chimica

Nometradizionale

NomeIUPAC

H2SO3acido solforoso acido

triossosolforico(IV)

H2S acido solfidrico solfuro di diidrogeno

HClO acidoipocloroso

acido monossoclorico(I)

H3PO4acidofosforico

acidotetraossofosforico(V)

H2CrO4acidocromico

acido tetraossocromico(VI)

HNO3 acido nitrico acido triossonitrico(V)

HFacidofluoridrico

fluorurodi idrogeno

13

Formula chimica

Nometradizionale

NomeIUPAC

H2O2acquaossigenata

perossido di idrogeno

NH3 ammoniaca triidruro di azoto

BaH2idruro dibario

diidruro dibario

K2O2perossido dipotassio

perossido dipotassio

Cl2O5 anidride cloricapentaossido didicloro

Mn2O7anidridepermanganica

eptaossido didimanganese

PH3 fosfina triidruro di fosforo

14 a) calcium nitrate b) copper(II) nitrate c) potassium dichromate

15 a) silicon tetrafluoride b) diphosphorus trioxide c) divanadium pentaoxide d) xenon tetrafluoride



CAPITOLO

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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 17LE PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI17Soluzioni capitolo 17

1 —2 —3 —4 il fatto che la formazione della soluzione rap-

presenti il minimo valore di energia potenziale5 —6 —7 —8 la misurazione della conducibilità della soluzione9 è corretto che siano globalmente apolari, ma

possono contenere gruppi polari nelle moleco-le: lo zucchero contiene numerosi gruppi OH

10 il confronto con la conducibilità di un elettroli-ta forte, a parità di concentrazione

11 1 mol di MgCl2

12 le molecole d’acqua allentano i legami a idroge-no così come si indebolisce il legame ionico tra K+ e Cl–; lo ione K+ viene circondato dagli Oδ– delle molecole d’acqua, mentre altri Hδ+ circon-dano lo ione Cl–

13 non si scioglie: a-e-h-n; si scioglie per solvata-zione: b-m; si scioglie per dissociazione: g-i-l; si scioglie per ionizzazione: c-d-f

14 —15 —16 10,4% m/m17 18,0% m/m18 1,44% m/m19 16,7% m/V20 880 g21 a) 0,050 M; b) 1,5 M; c) 1,5 M; d) 0,30 M22 20 g23 4 g24 0,6 mol25 mNa+ = 575 g; mOH– = 425 g26 a) 7,2 m; b) 12 m; c) 0,43 m; d) 1,5 m; e) 1,63 m27 0,1 M28 0,1 M29 0,50 L30 250 mL31 0,5 M32 0,75 M33 10 mL34 a) 200 mL; b) 33 mL; c) 31 mL35 0,6 M36 no, perché è un rapporto tra due unità di misu-

ra identiche (omogenee)37 quando il volume e la massa della soluzione

hanno valori simili, ossia quanto più la densità si approssima all’unità

38 perché p (peso) = mg; g (accelerazione di gravi-tà), figurando a numeratore e denominatore, si semplifica

39 no40 5,00 ppm41 sì42 0,15 μg43 13 mg44 m = Molarità × V × Massa molare45 0,18% m/V; 4,7 M46 0,311 m47 0,023548 a) 0,225 mol; b) 17,6 g; c) 0,05 mol; d) 1,60 mol;

e) 88 g; f) 4 mol; g) 109 g; h) 430 mL; i) 0,25 L49 hanno la stessa concentrazione

50 ppb in massa = msoluto (mg)

msoluzione (mg) × 109

ppb in volume = Vsoluto (μL)

Vsoluzione (μL) × 109

51 3,6 ∙ 10–4 M52 0,334 M53 quando la soluzione è molto diluita54 0,1255 0,599 M; 0,602 m; 0,010756 0,64 M57 5,0 m58 a) 3,4% m/m; b) 9 × 10–3% m/V; c) 1,2% V/V;

d) 1 M; e) 1 M; f) 1000 ppm59 245 g60 9,9 M61 —62 8 mL63 6,9 mL 64 pesare una quantità di soluto e scioglierla in

una quantità nota di solvente; diluire una solu-zione a concentrazione nota

65 4,93% m/m66 1,7 m67 1,90 m68 m = 6,5 mol/kg; M = 5,2 mol/kg; Xsoluto = 0,11;

Xsolvente = 0,8969 m = 3,47 mol/kg; M = 2,92 mol/L; Xsoluto =

0,058770 b-e-f71 terapia che sfrutta un abbassamento di tempe-

ratura72 una proprietà colligativa (Δy) varia in modo

direttamente proporzionale rispetto alla frazio-ne molare del soluto (Xsoluto)

73 dalla natura del solvente74 —

CAPITOLO



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17CAPITOLO 17

LE PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI

75 tetracloruro di carbonio; 80 °C76 —77 347 mmHg78 3,5 mmHg79 Xsoluto sarà uguale in A e in B; ΔP di A sarà

maggiore rispetto a B80 —81 a) teb = 100,8 °C – tc = –2,8 °C; b) teb = 101,0 °C

– tc = –3,7 °C; c) teb = 102,6 °C – tc = –9,3 °C; d) teb = 100,4 °C – tc = –1,3 °C

82 —83 —84 tc = –2,4 °C85 teb = 100,3 °C – tc = –0,9 °C86 0,16 m; –0,3 °C87 1,96 m88 uguale89 il campione di laboratorio contiene delle im-

purità, che causano un abbassamento criosco-pico

90 —91 NaCl92 perché i liquori contengono una quantità mag-

giore di alcol, rispetto al vino, e quindi solidifi-cano a temperature inferiori

93 sì94 38,8 g/mol95 1039 g 96 massa glicole = 6680 g 97 6,70 kg; 6,04 L98 4,5 °C99 Δtcr = 1,31 °C 100 tra –1,4 °C e 100,4 °C101 30 g102 31% m/m 103 —104 —105 —106 in entrambi i casi le particelle si disperdono in

un grande volume, a considerevole distanza reciproca

107 perché non è un processo spontaneo108 raggrinzisce109 0,9% m/V; la soluzione è isotonica rispetto a

quella cellulare110 21,4 atm111 75 atm112 t = 32 °C (HCl è un elettrolita forte)113 3250 g/mol114 M = 1,05 ∙ 105 g/mol 115 13,6 atm

116 perché l’acqua contenuta nelle cellule diffonde verso l’esterno, trovandosi immersa in una soluzione a concentrazione maggiore

117 4,7 g118 210 g/mol119 60,0 g/mol120 1,01 M121 che ha una concentrazione inferiore122 —123 —124 a) no; b) no; c) no; d) no125 —126 —127 —128 —129 —130 —131 perché i pesci occupano gli strati più profondi e

ricchi di ossigeno disciolto; quelli più freddi132 perché la solubilità del gas diminuisce in modo

direttamente proporzionale alla pressione del gas che sovrasta la soluzione

133 mol/(L ∙ atm)134 —135 8 m; a quella temperatura entrambe le soluzio-

ni risultano sature, con la stessa quantità di sale disciolto; minore

136 s0 °C = 0,31 M; s25 °C = 1,1 ∙ 10–5 M137 O2 = 8,3 mg/L; azoto = 15 mg/L; elio = 0,044

mg/L138 33,8 g (Il valore della costante di Henry, neces-

sario per risolvere questo quesito, è riportato nella domanda dell’es. 136. Inoltre, si deve sup-porre che la pressione del gas sia 1 atm.)

139 —140 a) 70 °C;

b) la soluzione è 1,0 m; ciò significa che 1 mol di carbonato sodico ( = 106 g) è sciolta in 1000 g di solvente. Il grafico di pag. 353 riporta i grammi di soluto in 100 g di acqua, che nel caso specifi-co sono 10,6. Siamo quindi al di fuori del campo di valori presi in esame. Si può concludere che gli elementi a disposizione non consentono una risposta;

c) la soluzione è al 44% m/m. 44 g di soluto sono contenuti in 100 g di soluzione, quindi cor-rispondono a 66 g di acqua. In 100 g di acqua si trovano pertanto 67 g di soluto. Si può conclude-re, dal grafico, che la risposta è intorno ai 40 °C

141 704 mg; 49,2 mL; 492 mL142 una sospensione143 sì, i colloidi possono essere sistemi bifasici 144 uova, olio, limone, sale



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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 17LE PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI17145 —146 7,56 ∙ 1010 m2 147 —148 —

REVIEW1 142 mL2 150 mL3 0,0725; 4,34 m; 16,7% m/m4 100,7 °C; 1,4 m5 101,0 °C6 10,7 g7 153 g/mol8 no, le sue cellule si disidraterebbero9 100,5 °C; –1,9 °C; 25 atm10 il becker contenente solo acqua si è svuotato

perché il vapore si è trasferito alla soluzione che ha la tensione di vapore inferiore

11 elettrolita

12 no, manca la massa molare del soluto13 —14 a) 0,026 M; 0,19% m/V; b) 0,0002% m/V;

c) 1,4 ∙ 10–4 M; 0,0014% m/V; d) 1,02 M; 16,6% m/V

15 7,14 M16 6,90 M; 30,2% m/m17 25,4 mL18 –3,12 °C; 0,832 M19 110 g/mol20 193 g; 0,564 M; 0,641 m21 2,4 atm22 5,9 atm

23

% m/V % m/m M m X

A 3,5 3,4 0,60 0,61 0,011B 3,5 3,4 0,10 0,10 0,0019

24 54,3g25 Vsoluzione = 492 mL26 2,0 atm; 102,9 °C; durante il congelamento è

l’acqua a solidificare

27 0,83 M28 1,6 g29 1 M30 it would be 5,6 °C lower than pure water

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CAPITOLO 18LE REAZIONI CHIMICHE 18

Soluzioni capitolo 18

1 —2 a) 2-2-1-2; b) 1-1-1-1; c) 6-4-2-1-3-10; d) 6-4-6-2-

3 (sono indicati i coefficienti per bilanciare la reazione scritta nell’ordine in cui compaiono le specie chimiche sul libro)

3 che il ferro è allo stato fuso; no, perché in solu-zione acquosa il ferro è uno ione

4 7/2 equivale a considerare 7 atomi di O; molti-plicando tutti i coefficienti per 2

5 a) (NH4)2SO4 + 2KOH → 2NH3 + K2SO4 + 2H2O

6 H2O; CaCO3 + 2HCl → CO2 + CaCl2 + H2O7 Xe + 3F2 → XeF6; XeF6 + 3H2O → XeO3 + 6HF8 2CH4 + 2NH3 + 3O2 → 2HCN + 6H2O9 2KNO3 → 2KNO2 + O2 10 a) NaClO3 + HCl → NaOH + Cl2 + O2

(già bilanciata) b) (NH4)2SO4 + 2NaOH →

→ Na2SO4 + 2H2O + 2NH3

c) Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3

11 a) C + O2 → CO2 (già bilanciata) b) 2Cu2O + O2 → 4CuO c) 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

d) 4NH3 + 7O2 → 4NO2 + 6H2O12 a) 2Al(OH)3 + 3H2CO3 → Al2(CO3)3 + 6H2O

b) 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

c) NH3 + HCl → NH4Cl (già bilanciata)13 a) 4BCl3 + P4 + 6H2 → 4BP + 12HCl

b) (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O c) 12HClO4 + P4O10 → 4H3PO4 + 6Cl2O7

14 a) benzene 2C6H6 + 15O2 → 12CO2 + 6H2O b) butano 2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O c) decano 2C10H22 + 31O2 → 20CO2 + 22H2O15 a) 2Mg(NO3)2(s) → 2MgO(s) + 4NO2(g) + O2(g)

b) 2KNO3(s) → 2KNO2(s) + O2(g)

c) 2Ag2CO3(g) → 4Ag(s) + 2CO2(g) + O2(g)

16 a) 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

b) 3H2SO4 + 2Al(OH)3 → 6H2O + Al2(SO4)3

c) C5H12 + 8O2 → 5CO2 + 6H2O d) NaHCO3 → NaOH + CO2 (già bilanciata) e) 4CO + Fe3O4 → 4CO2 + 3Fe f) NiCl2 + 3O2 → NiO + Cl2O5

g) 2H2O2 → 2H2O + O2

h) Pb(NO3)2 + K2CrO4 → PbCrO4 + 2KNO3

i) 2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

l) SiCl4 + 4H2O → H4SiO4 + 4HCl m) 2KClO3 → 2KCl + 3O2

n) 2GaBr3 + 3Na2SO3 → Ga2(SO3)3 + 6NaBr o) 4KMnO4 → 2K2O + 4MnO + 5O2

p) 2Na3PO4 + 3Ca(NO3)2 → → Ca3(PO4)2 + 6NaNO3

q) Te + 4HNO3 → TeO2 + 2H2O + 4NO2

17 AlN + 3H2O → NH3 + Al(OH)3

18 Na2SO3 + 2HCl → SO2 + 2NaCl + H2O19 CuCO3 + 2HCl → CO2 + CuCl2 + H2O20 Cu + 4HNO3 → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O21 CH4 + 2O2 → 2H2O + CO2 ; 1vol CH4 + 2vol O2

→ 2vol H2O + 1vol CO2

22 6,3 g23 16 mol FeSO4 e 4 mol O2

24 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui è scritta): 4-1-2-2; 3 mol

25 106,4 g26 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’ordi-

ne in cui compaiono reagenti e prodotti nell’e-sercizio): 3-1-2-3; 35,99 g di C e 159,5 g di Fe2O3

27 Mg + 2HCl → MgCl2 + H2; 5,81 g28 il numero di molecole a livello microscopico, il

numero di moli a livello macroscopico29 CH4 + 2O2 → 2H2O + CO2 ; rapporto tra moli

1 : 2 : 2 : 1 - rapporto tra masse 1 : 4 : 2,2 : 2,7; le moli indicano i rapporti di combinazione tra le sostanze; le masse invece si conservano all’interno della reazione

30 2Fe + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2; a) 6,15 mol; b) 4,56 mol; c) 5,10 mol; d) 1,14 mol

31 trasformare la massa del reagente in moli, cal-colare le moli corrispondenti del prodotto, uti-lizzare l’equazione di stato dei gas perfetti per determinare il volume

32 0 g di SiO2; 0 g di C; 28,09 g di Si; 56,02 g di CO 33 0,25 mol di Al2O3; 0,75 mol di H2O34 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-

dine in cui compaiono reagenti e prodotti nell’esercizio): 1-2-1-1; ossido di calcio + acido cloridrico → cloruro di calcio + acqua; 158,4 g

35 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nell’esercizio): 1-2-1-1; magnesio + acqua → idrossido di magnesio + idrogeno; 10,1 g

36 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’ordi-ne in cui compaiono reagenti e prodotti nell’e-sercizio): 1-3-1-3; cloruro fosforoso + acqua → acido ortofosforoso + acido cloridrico; 29,8 g

37 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’ordi-ne in cui compaiono reagenti e prodotti nell’e-sercizio): 2-1-1-2; cloruro di sodio + acido solfo-rico → solfato di sodio + acido cloridrico; 109 g

38 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nell’esercizio): 2-3-3-2; cloruro di alluminio + idrossido di calcio → cloruro di calcio + idrossi-do di alluminio; 85,5 g



CAPITOLO

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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 18LE REAZIONI CHIMICHE1839 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-

dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 2-1-1-2; acido cloridrico + idrossido di calcio → cloruro di calcio + acqua; 118,1 g

40 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 1-2-1-1; solfuro ferroso + acido cloridrico → acido solfidrico + cloruro ferroso; 19,38 g

41 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nell’esercizio): 1-1-1-1; solfuro di sodio + acido solforico → acido solfidrico + solfato di sodio; 68,2 g di H2S e 284 g di Na2SO4

42 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’ordi-ne in cui compaiono reagenti e prodotti nell’e-sercizio): 1-2-2-1; diossido di manganese + cal-cio → ossido di calcio + manganese; 75,82 g

43 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 3-2-1-3; 49,0 g

44 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 2-3-1-3; 169 g di H2O e 350 g di Fe

45 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 4-11-2-8; a) 1,0 mol; b) 27,5 mol; c) 16,0 mol; d) 448,5 g; e) 1,07 mol; f) 450,9 g

46 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 2-7-4-6; 105 mol; 32,6 g; 292,8 g

47 161 g48 16,93 g; 289,4 mL49 10,7 g; 8,00 L50 0,26 g51 0,577 g; 141 mL52 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-

dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 1-3-3-1; 0,329 g

53 a) 6HCl + Al2O3 → 2AlCl3 + 3H2O; b) 6ZnO + 4BrF3 → 6ZnF2 + 2Br2 + 3O2

54 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 1-4-1-1-2; 4,60 mol; 0,40 mol; 9,0 L

55 4,50 L56 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-

dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 2-1-1-2; 0,96 g

57 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 3-2-1-3; 10,3 L

58 480 mL; 0,600 mol; 13,4 L59 —

60 —61 no; sì62 321 g63 40,0 g64 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-

dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 1-1-1-2; 13,4 g; no

65 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 2-3-1-6; 11,2 g

66 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 1-1-1-1; HCl limitante; 74,6 g

67 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 1-3-1-3; HCl limitante; 55,3 g di AlCl3 e 21,6 g di H2O

68 HCl + NaOH → NaCl + H2O; HCl in eccesso e NaOH limitante; 2,92 g; 2,55 g

69 18 mol; 8 mol di O2 - 12 mol di CO2 - 16 mol di H2O; 64,9 L

70 2Al + 3H2SO4 → 3H2 + Al2(SO4)3; 0,51 g; 0,20 g71 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-

dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 2-1-2; 0,181 kg

72 —73 —74 coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-

dine in cui compaiono reagenti e prodotti nel-l’esercizio): 2-3-2; 57,8%

75 356 g; 1,23 kg76 0,526 kg77 40%78 34,4 kg79 a) 2H2 + O2 → 2H2O sintesi

b) 2H2O2 → 2H2O + O2 decomposizione

c) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 scambio semplice

d) Pb(NO3)2 + 2KI → 2KNO3 + PbI2

scambio doppio

e) 2KClO3 → 2KCl + 3O2 decomposizione

f) AgNO3 + HCl → HNO3 + AgCl(già bilanciata) scambio doppio

g) 2K3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2 + 6KClscambio doppio

80 oro, argento e platino81 gli ossidi dei non metalli82 H2 + Cl2 → 2HCl83 a) CO2 + H2O → H2CO3

b) 2Al + 3I2 → 2AlI3

c) SO2 + H2O → H2SO3

CAPITOLO



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CIZI

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TEST

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18CAPITOLO 18

LE REAZIONI CHIMICHE

84 a) ossido di calcio 2Ca(s) + O2(g) → 2CaO(s)

b) cloruro di calcio Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s)

c) idruro di calcio Ca(s) + H2(g) → CaH2(s)

d) nitruro di calcio 3Ca(s) + N2(g) → Ca3N2(s)

85 a) 2Zn + O2 → 2ZnOzinco + ossigeno → ossido di zinco

b) 2Ca + O2 → 2CaOcalcio + ossigeno → ossido di calcio

c) 2Na + Cl2 → 2NaClsodio + cloro → cloruro di sodio

d) Fe + Cl2 → FeCl2

ferro + cloro → cloruro ferroso

e) Cl2 + Mg → MgCl2

cloro + magnesio → cloruro di magnesio

f ) N2 + 3H2 → 2NH3

azoto + idrogeno → ammoniaca

g) 2Mg + O2 → 2MgOmagnesio + ossigeno → ossido di magnesio

h) 2H2 + O2 → 2H2O idrogeno + ossigeno → acqua

86 a) triossido di zolfo 2S + 3O2 → 2SO3

b) fluoruro di idrogeno H2 + F2 → 2HF c) idrossido di calcio CaO + H2O → Ca(OH)2

d) ossido di bario 2Ba + O2 → 2BaO e) bromuro di potassio 2K + Br2 → 2KBr f) idruro di litio 2Li + H2 → 2LiH g) acido nitrico N2O5 + H2O → 2HNO3

h) idrossido di ferro(II) FeO + H2O → Fe(OH)2

87 ossido e acqua

88 (NH4)2Cr2O7(s) → N2(g) + Cr2O3(s) + 4H2O(g)

89 perché si decompone in acqua, liberando ossi-geno gassoso

90 a) FeO; b) H2O2; c) Ca(OH)2; d) CuCO3; e) Sb2O3; f) KCl; g) (NH4)2CO3

91 a) PbCO3 → PbO + CO2

b) Mn(OH)2 → MnO + H2O c) 2H2O → 2H2 + O2

d) 2NH3 → N2 + 3H2

e) 2HI → H2 + I2

f) 2HgO → 2Hg + O2

92 a) 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O; b) CaCO3 → CaO + CO2; c) CuCO3 → CuO + CO2; d) 2NaClO4 → Na2O + Cl2O7; e) Cu(OH)2 → CuO + H2O

93 OH– e H2

94 a) Al(NO3)3(aq) + 3Ag(s)

b) 2KOH(aq) + H2(g)

c) BeCl2(aq) + H2(g)

d) MgO(s) + Cd(s)

e) Al2O3(s) + 2Ga(l)

f) 2Ag(s) + H2O(l)

g) 2Sn(s) + CO2(g)

95 a) PbI2(s) + Mg(s); b) CdCI2(aq) + Zn(s); c) 2La(s) + 6H2O; d) Zn(s) + H2SO4(aq); e) 2NiO(s) + C(s); f) CuO(s) + H2(g)

96 2Mg(s) + CO2(g) → 2MgO(s) + C(s)

97 3H2O(g) + 2Fe(s) → Fe2O3(s) + 3H2(g)

98 a) Cu(NO3)2 + Pb → Pb(NO3)2 + Cu Cu2+ + 2NO–

3 + Pb → Pb2+ + 2NO–3 + Cu

con NO–3 ione spettatore

b) ZnSO4 + 2Na → Na2SO4 + Zn Zn2+ + SO2–

4 + 2Na → 2Na+ + SO2–4 + Zn

con SO2–4 ione spettatore

c) 2FeCl3 + 3Mg → 3MgCl2 + 2Fe 2Fe3+ + 6Cl– + 3Mg → 3Mg2+ + 6Cl– + 2Fe con Cl– ione spettatore d) PbI2 + Zn → ZnI2 + Pb Pb2+ + 2I– + Zn → Zn2+ + 2I– + Pb con I– ione spettatore e) AgNO3 + Cu → CuNO3 + Ag Ag+ + NO–

3 + Cu → Cu+ + NO–3 + Ag

con NO–3 ione spettatore

99 metallo + ossiacido ossido basico + ossido acido

ossido basico + ossiacido idrossido + ossido acido idrossido + ossiacido sale + ossiacido sale 1 + sale 2

100 H+ + OH– → H2O

101 2 modi: con un ossido basico o con un idrossido

102 PbCl2 + Cu(OH)2 → Pb(OH)2 + CuCl2

103 NH4+ + NO3

– + 2Na+ + S2– → non c’è reazione di doppio scambio perché il nitrato di Na e il solfuro di ammonio sono entrambi sali solubili

104 2Na+ + SO32– + 2H+ + 2NO3

– → 2Na+ + 2NO3– +

SO2 + H2O (equazione ionica) SO3

2– + 2H+ → SO2 + H2O (equazione ionica netta)

105 a) AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl b) FeCl3 + 3NH4OH → 3NH4Cl + Fe(OH)3

c) Cu(NO3)2 + Na2S → 2NaNO3 + CuS d) Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3 + 2NaCl e) CdSO4 + Na2S → Na2SO4 + CdS f) FeS + 2HCl → H2S + FeCl2

g) (CH3COO)2Pb + H2S → 2CH3COOH + PbS

106 a) AgNO3 + KI → KNO3 + AgI(s)

b) BaCl2 + Na2SO4 → 2NaCl + BaSO4(s)

c) Pb(NO3)2 + K2CrO4 → 2KNO3 + PbCrO4(s)



CAPITOLO

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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 18LE REAZIONI CHIMICHE18 d) 3CaCl2 + 2Na3PO4 → 6NaCl + Ca3(PO4)2(s)

e) Pb(NO3)2 + 2KI → 2KNO3 + PbI2(s)

107 a) FeCl3(aq) + 3NaOH(aq) → → 3NaCl(aq) + Fe(OH)3(s)

b) BaCl2(aq) + K2SO4(aq) → BaSO4(s) + 2KCl(aq)

c) Pb(NO3)2(aq) + Na2CrO4(aq) → → 2NaNO3(aq) + PbCrO4(s)

d) 2AgNO3(aq) + Na2S(aq) → → Ag2S(s) + 2NaNO3(aq)

e) Na2CO3(aq) + CuCl2(aq) → → CuCO3(s) + 2NaCl(aq)

108 a) 2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2(s) + 2NaCl(aq)

b) Pb(NO3)2 + ZnSO4 → PbSO4(s) + Zn(NO3)2(aq)

c) AgClO4 + KCl → AgCl(s) + KClO4(aq)

d) 2KI + Hg(NO3)2 → HgI2(s) + 2KNO3(aq)

e) MnSO4 + K2CO3 → MnCO3(s) + K2SO4(aq)

109 a) 2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O

b) H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4(s) + 2H2O

c) H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O

d) HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

110 a) Mg(OH)2(s) + 2HNO3(aq) → Mg(NO3)2 + 2H2O

b) 2KOH(aq) + SO2(g) → K2SO3 + H2O

c) Li2O(s) + H2SO4(l) → Li2SO4 + H2O

d) CO2(g) + 2KOH → K2CO3(aq) + H2O(l)

e) FeCl3(aq) + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaCl

111 K2CO3 + ZnCl2 → ZnCO3(s) + 2KCl

112 NaI + AgNO3(aq) → NaNO3 + AgI(s)

113 a) H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

b) CuBr2 + Fe → FeBr2 + Cu

c) 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

d) 2Na + H2 → 2NaH

114 —

REVIEW1 NH4NO3 → N2O + 2H2O; reazione di decom-

posizione2 Ag+ (precipitato bianco di AgCl, Ag2SO4 solu-

bile, precipitato nero di Ag2S)3 insolubili, se no verrebbero sciolti dai fenomeni

meteorologici4 NH3 + H2O → NH4

+ + OH–

5 Ag2CrO4; 4,15 g6 magnesio7 9,82 g8 39,2 kg9 a) anidride solforica + ossido di potassio →

SO3 + K2O → K2SO4

b) ossido di ferro(III) + acido perclorico → Fe2O3 + 6HClO4 → 2Fe(ClO4)3 + 3H2O c) acido solforico + zinco → H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2

10 57,2 L11 a) 2HCl + MgO → MgCl2 + H2O;

acido cloridrico + ossido di magnesio → → cloruro di magnesio + acqua;

b) P2O5 + H2O → 2HPO3; anidride fosforica + acqua → acido metafo-

sforico; c) Ca + Cl2 → CaCl2; calcio + cloro → cloruro di calcio;

d) 2HClO3 + CaO → Ca(ClO)3 + H2O; acido clorico + ossido di calcio → clorato di

calcio + acqua;

e) Ag2O + 2HNO3 → 2AgNO3 + H2O; ossido di argento + acido nitrico → nitrato

di argento + acqua

12 a) BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) → → 2NaCl(aq) + BaSO4(s)

b) FeBr3(s) + 3NaOH(aq) → → Fe(OH)3(s) + 3NaBr(aq)

c) Ca(NO3)2(aq) + H2SO4(aq) → → CaSO4(s) + 2HNO3(aq)

d) 3CaI2(aq) + Pb3(PO4)2(aq) → → 3PbI2(s) + Ca3(PO4)2(s)

13 mCl = 4,0 g

14 —

15 4FeSO4 + O2 → 4SO3 + 2Fe2O3

SO3 + H2O → H2SO4

16 perché è insolubile; perché viene attaccato dall’acido cloridrico, liberando ioni Ba2+ e CO2

17 79 kg

18 5,42 g e 4,57 g

19 —

20 —

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CAPITOLO 18LE REAZIONI CHIMICHE 18

21 Coefficienti per bilanciare la reazione (nell’or-dine in cui compaiono reagenti e prodotti nell’esercizio): 1-2-1-1-2; 13,3%; 2,52 L

22 84,6%

23 27,1 kg

24 —

25 1,09 g e 9,00 g

26 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

poi si lascia evaporare

27 2O3 → 3O2; m = 107 g

28 RP = 75,6%

29 nO2 = 1,08 mol; nAl = 2,62 mol; nAl2O3

= 1,99 mol

30 mO2 = 49,0 g; mKClO3

= 749 g; mKCl = 12,7 g



CAPITOLO

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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 19L’ENERGIA SI TRASFERISCE19Soluzioni capitolo 19

1

Sistema Ambiente

a) la Terra spazio

b) reagenti e prodottirecipiente di reazionee ambiente circostante

c) il Sole e i pianeti l’Universo

d) reagenti e prodottirecipiente di reazionee ambiente circostante

2 aperti a-f-g; chiusi b-d-e; isolati c3 —4 raffreddandosi e riscaldandosi5 —6 endotermico7 —8 no9 aperto; l’ambiente esterno10 esotermica11 l’energia chimica è l’energia potenziale dei

legami tra gli atomi, mentre l’energia termica è l’energia cinetica del movimento delle mole-cole

12 dapprima aumenta l’energia potenziale, che poi viene trasformata in energia cinetica

13 endotermico; diminuisce14 esotermico; aumenta15 perché l’energia contenuta nei suoi legami

viene trasformata in calore16 ai prodotti17 perché assorbe calore e perché H2O(l) ha ener-

gia potenziale maggiore dell’H2O(s)

18 perché H2 e O2 hanno energia potenziale mag-giore

19 —20 le patatine fritte; sì, perché contengono più

grassi21 O3, perché contiene un maggior numero di

legami22 sì; sì; in entrambi i casi si considerano solo lo

stato iniziale e quello finale, indipendentemen-te dai passaggi intermedi

23 —24 —25 —26 l’energia interna è la somma dell’energia chimi-

ca e dell’energia termica27 resta costante perché il sistema è isolato28 b-c-f-g29 perché non è necessario dare la differenza tra

un lavoro iniziale e uno finale

30 è maggiore a 50 °C 31 subito; 223 kJ32 zero33 positivo34 40 J35 –14 kJ36 aumento: lavoro fatto sul sistema, calore assor-

bito dal sistema; diminuzione: lavoro fatto dal sistema, calore emesso dal sistema

37 sì38 4186 kJ39 24,4 °C40 Qmetano = 3,68 × 104 kJ/kg;

Qacetilene = 5,40 × 104 kJ/kg41 100 g di biscotti corrispondono a 506 kcal (cioè

2118 J). Un singolo biscotto, di 10,2 g, equivale a 51,6 kcal (216 kJ). La composizione è la se-guente: proteine 7,1%, carboidrati 63,4%, gras-si 24,3%. Si trascurano gli altri componenti. Con siderando il consumo di 5 biscotti, l’appor-to calorico è di 258 kcal (1080 kJ), il cui smalti-mento richiede circa 1 ora di cammino

42 394 kJ43 l’energia interna44 perché H tiene conto sia dell’energia interna sia

del lavoro subìto o effettuato dal sistema45 diminuisce46 negativo47 —48 —49 —50 nel recipiente rigido51 176,0 kJ52 –206,2 kJ53 +393,5 kJ54 c); a) e c) descrivono reazioni di sintesi a parti-

re dagli elementi, ma in a) si formano 2 mol55 perché parte del calore viene utilizzata per

mantenere l’acqua allo stato di vapore; Q = –44 kJ/mol56 MgO(s) + 2HCl(g) → MgCl2(s) + H2O(l);

Qceduto = 142,4 kJ57 Qceduto = –1300 kJ/mol58 Q = 2,16 × 104 kJ59 galattosio60 –124,4 kJ61 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; –280,0 kJ62 la dissoluzione del nitrato di ammonio

(NH4NO3) in acqua63 —64 l’olio è apolare (idrofobo) e pertanto l’acqua

(polare) non riesce a spezzare i suoi legami65 —

CAPITOLO



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19CAPITOLO 19

L’ENERGIA SI TRASFERISCE

66 lo stato solido67 per aumentare la sua entropia68 a) ΔS > 0;

b) ΔS < 0; c) ΔS > 0; d) ΔS > 0; e) ΔS < 069 –358,7 J/K; l’entropia dell’ambiente sarà

aumentata, siccome quella del sistema è dimi-nuita

70 le molecole dell’aeriforme sono a maggiore distanza reciproca e in una condizione di mag-gior disordine rispetto al liquido, dove si trova-no a contatto, pur essendo libere di muoversi

71 —72 –128,4 kJ73 SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq); diminuita;

ΔS° = –169,3 J/K; ΔH° = –133,0 kJ74 0,3 kJ75 no76 positivo77 dipende dai valori di H e S78 ΔG = +41 kJ; la reazione non è spontanea 79 462 K80 108,4 kJ81 –127 kJ; sì; no82 minore; –4,20 kJ

REVIEW1 i prodotti2 mantenendo costante il volume (recipiente rigi-

do con coperchio ermetico)3 aumenta 4 siccome la reazione di combustione dell’idroge-

no è fortemente esotermica, potrebbe provoca-re esplosioni

5 la reazione è esotermica, per cui si formano legami più forti rispetto ai reagenti

6 Q (calore richiesto) = 334 kJ; massa propano = 6,69 g; massa butano = 6,74 g (le masse sono cir-ca uguali, vanno comunque calcolate per arri-vare a concludere che è necessaria una massa maggiore di butano)

7 ΔH°liquida = –890,2 kJ; ΔH°gassosa = –802,2 kJ; la formazione dell’acqua gassosa libera una quan-tità inferiore di calore

8 699 K9 6,5 mol10 perché l’ossigeno è un atomo piccolo ed elet-

tronegativo, che instaura legami a idrogeno tra le molecole d’acqua

11 4,88 kJ; ΔHsistema = 4,88 kJ; ΔHambiente = –4,88 kJ12 83 kJ13 ΔS > ΔH/T14 ΔS = –363 J/K; ΔS = 13,4 J/K15 46 kJ/mol16 53,67 kcal17 –9,5 °C; –9,5 K18 21,2 J/K



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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 20LA VELOCITÀ DI REAZIONE20Soluzioni capitolo 20

1 —2 —3 —4 alla produzione di azoto gassoso5 Ca2+ + 2HCO3

– → CaCO3 + H2O + CO2

6 vC4H10 = 0,154 mol/(L ? s); vCO2

= 0,615 mol/(L ? s); vH2O = 0,769 mol/(L ? s)

7 v50 = 5,62 ? 10–4 mol/(L ? s) v250 = 2,66 ? 10–4 mol/(L ? s)

8 2; v = Δ[HI]/Δt = – Δ[H2]/Δt9 v = 1,4 ? 10–5 mol/(L ? s)

10 —11 [NO]12 45 minuti 13 k = 7,09 × 109 L2/mol2 × s14 1,3 × 10–16 mol/(L ? s)15 —16 —17 218 17 190 anni19 —20 6,4 × 10–11 mol/(L ? s)21 a) primo ordine

b) secondo ordine c) primo ordine d) secondo ordine22 generale: ordine 2; rispetto ai reagenti: ordine 123 generale: ordine 2; rispetto ai reagenti: ordine 124 4,6 s25 no: è indipendente dalla concentrazione inizia-

le e d è inversamente proporzionale alla costan-te cinetica; t½ = ln2/k

26 zero27 v = k ∙ [A] ∙ [B]2; k = 2,5 ∙ 10–2 L3 ∙ mol–2 ∙ min–1

28 no, non è stato introdotto un catalizzatore, ma è come se si fosse aumentata la superficie di contatto, aumentando la concentrazione di uno dei reagenti

29 perché aumenta la superficie di contatto espo-sta alla reazione

30 perché la cinetica delle reazioni, coinvolte nel loro movimento, aumenta al crescere della temperatura

31 —32 —33 perché avvengono senza rottura di legami34 —35 ne provoca un aumento36 perché in soluzione una parte dei legami si è

spezzata

37 —38 —39 —40 —41 —42 —43 la velocità quadruplica44 N2O si avvicina a NO in modo che l’ossigeno di

N2O sia in direzione del cono reattivo dell’azo-to di NO: l’ossigeno si lega, formando NO2, e rimane la molecola di N2

45 —46 perché i prodotti hanno energia inferiore

rispetto ai reagenti47 in energia potenziale; perché le collisioni pos-

sono avere orientazione non appropriata o energia insufficiente; perché aumenta l’energia cinetica

48 —49 1,4 ∙ 10–4 s–1

50 c51 —52 b53 b54 b; perché il catalizzatore non si lega definitiva-

mente agli altri atomi55 2O3 → 3O2

56 la seconda; il primo57 —58 il primo; esotermica59 —60 ordine zero

REVIEW1 no, è un dato sperimentale2 la v rimane costante; la v quintuplica3 a) nei primi 20 s

b) la diminuzione della concentrazione dei rea-genti

4 primo

conc

entr

azio

ne r

eage

nte

tempo (minuti)0

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CIZI

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20CAPITOLO 20

LA VELOCITÀ DI REAZIONE

5 per la presenza di enzimi che catalizzano i numerosi processi in cui è frazionata la combu-stione

6 di 48 volte nel primo caso; di 26,2 nel secondo

7 perché si forma CO2 ;

CaCO3 + 2HCl → CO2 + H2O + CaCl2; nel primo caso, perché si ha una maggiore

superficie di contatto

8 primo; la velocità è nulla, perché è nulla la con-centrazione del reagente; v = k [TNBA]

9 N2O → N2 + ½ O2; v = k[N2O]; k = 3,21 ∙ 10–6 s–1

10 the reacting rate is calculated by dividing –Δ[R] by Δt

11 mol ∙ L–1 ∙ s–1

12 first order (for that reactant)



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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 21L’EQUILIBRIO CHIMICO21Soluzioni capitolo 21

1 —2 —3 sì4 equilibrio dinamico5 la costanza della colorazione violetta dei

vapori; la sublimazione e il brinamento dello iodio

6 —7 perché è in equilibrio con il suo vapore; la pres-

sione8 H2O e O2; H2O2, H2O e O2

9 non è in equilibrio10 l’emoglobina si lega all’ossigeno; l’ossigeno

lascia l’emoglobina per raggiungere i tessuti11 —12 TI e T2; ogni molecola conterrebbe solo 131I13 a parità di mele a terra inizialmente, sarà mag-

giore la concentrazione sotto l’albero dell’an-ziano; probabilmente all’equilibrio le mele avrebbero avuto la stessa concentrazione

14 —15 a sinistra16 2CH4 →← 3H2 + C2H2

17 a) Keq = [H2O]6 ∙ [N2]2

[NH3]4 ∙ [O2]3

b) Keq = [HF]4 ∙ [CF4][CH4] ∙ [F2]4

18 0,0046119 Keq = [N2O4] / ([NO]2[O2]); 7,45 ∙ 10–1 M20 Kc = Kp

21 Kp > Kc, perché RT > 122 —23 —24 6425 1,8 ∙ 103; verso i prodotti26 Δ[CO] = –0,06 M; Δ[CO2] = +0,06 M27 3328 0,481 M29 9,9 ∙ 10–6

30 4,11 ∙ 10–4

31 nella seconda; 0,10 M e 0,27 M; XCO = XCl2 = 0,24 e XCOCl2 = 0,53

32 pNO = pSO3 = 1,80 atm; pSO2 = pNO2 = 0,20 atm33 [CO2] = [H2] = 0,0668 M; [H2O] =

= [CO] = 0,0033 M34 [Br2] = [Cl2] = 0,0708 M; [BrCl] = 0,058 M35 [NO] = 0,0026 M; [N2] = [O2] = 0,799M36 equilibrio; prevale la reazione diretta; prevale

la reazione diretta

37 prevale la reazione inversa (formazione di I2)38 no; NO2

39 no; in fase organica40 Kc diminuisce al crescere della temperatura;

aumenta la concentrazione dei reagenti e dimi-nuisce quella dei prodotti

41 perché Keq cresce al crescere della temperatura e aumenta la quantità di prodotto

42 endotermica43 endotermico44 1200 K45 —46 sì; Kp900 = 1,3; la reazione è endotermica47 —48 —49 reazione diretta50 la velocità diretta diminuisce, quella inversa

aumenta51 rimane invariato52 a sinistra53 a destra54 la concentrazione di CO2 aumenta, mentre

quella di CO diminuisce55 a bassa T e alta p56

Variazioneconcentrazione

Spostamentoequilibrio

aumento A, Bo diminuzione C, D destra

diminuzione A, Bo aumento C, D sinistra

57 verso destra; la costante di equilibrio non varia: siccome la perturbazione modifica le concen-trazioni di equilibrio, il quoziente di reazione sarà diverso da Keq e tenderà a variare fino a eguagliarla

58 a) sinistra; b) invariato; c) invariato59 aumento concentrazione di A o B; aumento p;

diminuzione T60 sì61 a) Kps = [OH–]2 ∙ [Ca2+]

b) Kps = [Ba2+] ∙ [CO32–]

c) Kps = [Ca2+]3 ∙ [PO43–]2

d) Kps = [Mg2+] ∙ [NH4+] ∙ [PO4

3–]62 —63 no64 1,10 ∙ 10–10

65 no66 2,0 ∙ 10–4 M67 minore68 8,5 ∙ 10–2

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21CAPITOLO 21

L’EQUILIBRIO CHIMICO

69 3,97 ∙ 10–8

70 1,6 ∙ 10–2 mol/L

REVIEW1 l’equilibrio non si sposta2 Kp = 4 ∙ 10–11; no, è favorita la reazione inversa3 N2 + 3H2 →← 2NH3;

Kc = [NH3]2

[N2] ∙ [H2]3; Kp =

p2NH3

pN2 ∙ p3H2

;

a bassa temperatura; sì, perché la sintesi di NH3 non è favorita da alte temperature; verso i pro-dotti

4 s = 8,1 ∙ 10–3 g/L5 no6 la quantità di ammoniaca diminuirà7 [NH3] = 0,016 M8 AgCl

9 verso destra; aumenta10 perché l’aumento di pressione favorisce la rea-

zione di fusione11 aggiungendo D2O solido e vedendo se dopo un

po’ di tempo trovo del deuterio nelle molecole di acqua liquida

12 no13 3,42 ∙ 10–5 M che corrispondono a 1,51 ∙ 10–3 g/L14 57,2%15 1,0 ∙ 10–5 M; 1,1 ∙ 10–9 M16 nPCl5 = 1,3; nPCl3 = 0,5; nCl2 = 0,417 verso la formazione di Ca(HCO3)2

18 at the chemical balance, there are both reac-tants and products at the same concentration



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CIZI DI TESTO

CAPITOLO 22ACIDI E BASI SI SCAMBIANO PROTONI22Soluzioni capitolo 22

Nota: I dati riguardanti i valori di Kw e pH sono riferiti alla temperatura di 25 °C, salvo indicazione contraria.

1 —2 Arrhenius: a-f; Brönsted: b-c-d-e3

Acido coniugato Base coniugata

HI I–

HS– S2–

NH4+ NH3

HNO3 NO3–

HCl Cl–

HSO4– SO4

2–

H2SO4 HSO4–

4 si è formato NH4Cl solido bianco5 sono composti ionici; elettronegatività6 HSO3

– + H2O → H2SO3 + OH–

7 base1 + acido2 → acido1 + base28 H3O+; HSO4

–; H2CO3; NH4+

9 a) acido1 + base2 → base1 + acido2; b) acido1 + base2 → acido2 + base1;

c) base1 + acido2 → acido1 + base2; d) base1 + acido2 → acido1 + base210 OH–; NO2

–; PO43–; NH3

11 perché può accettare un doppietto elettronico12 a-d-e-f13 HCO3

– + H3O+ → H2CO3 + H2O; HCO3

– + + OH–

→ CO32– + H2O; sì; in CO2 + H2O

14 HCl, a rigore, non può essere considerato acido di Lewis; lo è H+

15 F non può accettare la condivisione di una cop-pia di elettroni

16 a) acido H+, base PH3; b) acido Cu2+, base NH3; c) acido FeCl3, base Cl–; d) acido BF3, base NH3

17

Acido coniugato Sostanza Base coniugata

H2S HS– S2–

NH+4 NH3 NH–

2

H2SO4 HSO4– SO2–

4

H3PO3 H2PO3– HPO2–

3

H3O+ H2O OH–

18 a) base; b) acido; c) base; d) acido19 55,5 M; non varia, perché Kw è molto piccola20 acido: b-c-e; basico: a; neutro: d21 3,8 × 10–7 M; debolmente basica

22 di 10 volte23 pH = 4,110; pOH = 9,890; acida24 la costante dell’equilibrio di autoionizzazione (Kw)25 [H+] = [OH–]26 in ambiente acido, [H+] > [OH–];

in ambiente basico, [H+] < [OH–]27 a) 3; b) 9; c) 3; d) 0; e) 1; f) 5,6; g) 13; h) 8,428 a) [H+] = 10–6 M; [OH–] = 10–8 M

b) [H+] = 10–8 M; [OH–] = 10–6 M c) [H+] = 10–13 M; [OH–] = 10–1 M d) [H+] = 10–3 M; [OH–] = 10–11 M e) [H+] = 10–10 M; [OH–] = 10–4 M f) [H+] = 10–1 M; [OH–] = 10–13 M29

T Kw [H+] [OH–]

25 °C 1,00 ∙ 10–14 1,00 ∙ 10–2 mol/L 1,00 ∙ 10–12 mol/L

25 °C 1,00 ∙ 10–14 1,00 ∙ 10–6 mol/L 1,00 ∙ 10–8 mol/L

0 °C 1,14 ∙ 10–15 1,00 ∙ 10–6 mol/L 1,14 ∙ 10–9 mol/L

10 °C 2,92 ∙ 10–15 2,00 ∙ 10–6 mol/L 1,46 ∙ 10–9 mol/L

60 °C 9,61 ∙ 10–14 1,92 ∙ 10–3 mol/L 5,01 ∙ 10–11 mol/L

30 a-f31 quando la sua concentrazione è superiore a

1 mol/L32 a) pH = 9,701; soluzione basica

b) pH = 9,0; soluzione basica c) pH = 11,0; soluzione basica d) pH = 5,0; soluzione acida e) pH = 3,3; soluzione acida33 ClO– + H2O → HClO + OH–;

Kb = [HClO] ∙ [OH–]/[ClO–]34 Kb = [HBrO] ∙ [OH–]/[BrO–] = 5,0 × 10–6

35 perché fra le loro molecole esistono legami dipolo-dipolo più deboli dei legami a idrogeno

36 a) H2SO4 → H+ + HSO4–; HSO4

– → H+ + SO4

2–; b) H3BO3 → H+ + H2BO3

–; H2BO3

– → H+ + HBO3

2–; HBO3

2– → H+ + BO3

3–; c) H2S → H+ + HS–; HS–

→ H+ + S2–; d) H3AsO4 → H+ + H2AsO4

–; H2AsO4

– → H+ + HAsO4

2–; HAsO4

2– → H+ + AsO4

3–

37 d38 c-b-a39 c-b-a40 e-d-b-a-c41 perché HCl è un acido forte che libera una

quantità maggiore di ioni H+

42 C6H5NH2 + H2O → C6H5NH3+ + OH–;

Ka = 2,3 × 10–5

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22CAPITOLO 22

ACIDI E BASI SI SCAMBIANO PROTONI

43 HPO42–

44

O

OOO

Cl

Cl

O

H

H

OO

Cl!O!H

O Cl!O!H

ipocloroso:

cloroso:

clorico:

perclorico:

Aumentando il numero degli atomi di ossigeno, aumenta la frazione di carica positiva del cloro; quest’ultimo attrae a sé maggiormente la cop-pia elettronica di legame !O!H.

All’accresciuta polarità del legame corrisponde una maggiore forza dell’acido.

45 la prima, perché ha il più basso valore di pH; HPO4

2– ha una Ka3 molto bassa, per cui di fatto

è una base46 a) 1,0; b) 13,30; c) 3,0; d) 12,4847 1,5548 12,249 3,4; 0,0004 M50 Ka = 1,5 × 10–5

51 5,0852 2,4853 [H+] = [C3H5O3

–] = 1,4 × 10–3 M; [HC3H5O3] = 0,014 M; pH = 2,85

54 758 mL 55 1,40; 1,9656 a) 3,39; b) 4,92; c) 4,52; d) 5,13; e) 2,3457 a) 10,8; b) 7,2; c) 11,9; d) 11,3958 0,30 L59 incolore60 no, è indipendente dalla concentrazione dell’in-

dicatore che è un acido debole61 viola62 4,2063 perché un acido forte altererebbe il pH della

soluzione cui viene aggiunto64 —65 30 mL66 20 mL67 no68 0,750 eq69 no

70 a) un equivalente di una base di Brönsted è la quantità in grammi di quest’ultima che accetta una mole di protoni; b) la massa equivalente di un acido è espressa…; c) un equivalente di acido di Brönsted è la quantità in grammi di sostanza che libera una mole di H+

71 0,30 eq; 0,15 eq72 125 mL73 9,9 mL74 314 mL75 a) 2NaOH + H2SO3 → Na2SO3 + 2H2O

b) 3KOH + H3PO4 → K3PO4 + 3H2O c) Ba(OH)2 + H2S → BaS + 2H2O d) Mg(OH)2 + 2HClO4 → Mg(ClO4)2 + 2H2O e) Fe(OH)2 + 2HNO3 → Fe(NO3)2 + 2H2O76 a) 2Na+ + 2OH– + 2H+ + SO2–

3 → → 2Na+ + SO2–

3 + 2H2O ioni spettatori: Na+; SO2–

3

b) 3K+ + 3OH– + 3H+ + PO3–4 →

→ 3K+ + PO3–4 + 3H2O

ioni spettatori: K+; PO3–4

c) Ba2+ + 2OH– + 2H+ + S2– → Ba2+ + S2– + 2H2O ioni spettatori: Ba2+; S2–

d) Mg2+ + 2OH– + 2H+ + 2ClO4– →

→ Mg2+ + 2ClO4– + 2H2O

ioni spettatori: Mg2+; ClO4–

e) Fe2+ + 2OH– + 2H+ + 2NO–3 →

→ Fe2+ + 2NO–3 + 2H2O

ioni spettatori: Fe2+; NO–3

77 0,63 g78 0,25 mol; 0,7 mol79 450 g80 4,0 N (= 4,0 M)81 0,175 M82 0,0601N83 2,99684 KOH + HNO3 → KNO3 + H2O;

K+ + OH– + H+ + NO3– → K+ + NO3

– + H2O; siccome si tratta di una base forte e di un acido

forte, occorre scegliere un indicatore con pH di viraggio intorno a 7

85 1,10586 perché in acqua subisce un’idrolisi basica, tra-

sformandosi in acido carbonico87 a) NH4F → NH4

+ + F–; b) NH4

+ + H2O → NH3 + H3O+; c) F– + H2O → HF + OH–; d) Ka = [NH3] ∙ [H3O+]/[NH4

+]; e) Kb = 5,6 ∙ 10–11

f) acida88 a) soluzione basica; b) soluzione neutra; c) solu-

zione basica; d) soluzione neutra; e) soluzione basica; f) soluzione basica



CAPITOLO

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CAPITOLO 22ACIDI E BASI SI SCAMBIANO PROTONI2289 a) CH3COO– + H2O → CH3COOH + OH–;

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+, neutra;

b) NH4+ + H2O → NH3 + H3O+,

SO42– + H2O → HSO4

– + OH–, acida; c) CN– + H2O → HCN + OH–; basica; d) neutra; e) neutra; f) neutra90 se si aggiunge un acido, l’equilibrio si sposta a

sinistra; se si aggiunge una base, l’equilibrio si sposta a destra

91 HClO/ClO–, perché pKa = 7,592 a-c-d-f93 4,6694 4,7495 4,8496 a) no; b) la base; c) a reazione avvenuta sono

presenti NaOH, CH3COONa e CH3COOH (lo ione acetato, per idrolisi, forma acido acetico); d) no

REVIEW1 aumenta; endotermico; principio di Le Châtelier2 CH3COOH → CH3COO– + H+; l’equilibrio

retrocede e aumenta la quantità di acido aceti-co non dissociato

3 b) F– + H2O → HF + OH–; d) CO3

2– + H2O → HCO3– + OH–;

e) CH3COO– + H2O → CH3COOH + OH–

4 spostato a sinistra5 D2O → D+ + OD–;

[D+] = [OD–] = 2,9 × 10–8 M; pD = pOD = 7,54

6 2,5%7 pHNaOH = 12,48; pHsoluz = 12,818 0,03 mol9 pH = 4,7510 —11 50,4%12 4,7513 a) diminuisce; b) perché aumenta la quantità di

CO2 disciolta in acqua, spostando a destra il primo equilibrio; c) a destra

14 N acido = 1,7 eq/L; % m/m = 7,9%15 HCO3

– + H2O → H2CO3 + OH–; HCO3

– + H2O → CO32– + H3O+;

H2PO4– + H2O → H3PO4 + OH–;

H2PO4– + H2O → HPO4

2– + H3O+; lo ione diidrogenofosfato16 V = 51,5 mL; si forma ipoclorito di bario, sale di

una base forte e di un acido debole. Lo ione ipoclorito reagisce con l’acqua per dare acido ipocloroso, di conseguenza il pH della soluzio-ne è maggiore di 7

17 a) a sinistra; b) a sinistra;

c) invariato; d) a destra18 pH = –0,319 [HCl] = 0,34 M20 [H+] = 1,8 ∙ 10–5 mol/L

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CAPITOLO 23LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE 23

Soluzioni capitolo 231 perché occorre energia per spezzare i legami

esistenti tra H e O e perché la reazione di sin-tesi dell’acqua è un processo esotermico

2 perché H è più elettronegativo di Na, ma meno di N

3 perché F è più elettronegativo di O4 perché il C possiede solo 4e– di valenza5 no; per esempio, in NH4

+, N ha n.o. –36 a) Hg: +2; P: +3; O: –2

b) Cu: +2; N: +3; O: –2 c) Pb: +4; S: +4; O: –2 d) H: +1; Cl: +3; O: –2 e) Na: +1; O: –1 f) Li: +1; H: –1

7 a) +4 b) +3 c) +7 d) +7 e) +6

8 +5; +7; +7; +3; +5; +3; +7; +4; –2; +1; +4; +6; –39 a) H: +1; S: +6; O: –2

b) Ca: +2; H: +1; P: +5; O: –2 c) Fe: +3; O: –2; H: +1 d) Mg: +2; H: +1; P: +5; O: –210 a) +2 b) +5 c) –1

b) +4 e) –2 f) –3 g) +3 h) 0 i) –3 l) +3

11 se TΔS > ΔH, in modo che ΔG < 012 zero; no, la valenza è 4;

C"O!

!

H

H

13 diminuisce da +6 a +314 Na, H15 b16 C17 Cl2

18 VO43–

19 3 l’alluminio e 2 l’ossigeno20 perché siccome è l’elemento più elettronegati-

vo, la specie F– è la più stabile; –121 il mercurio di HgS e l’ossigeno di O2

22 SO2; H2S23 Zn; H; HCl; Zn24 Al; Cr3+

25 no, ha potere ossidante maggiore26 Cr metallico27 a; c28 a) diminuisce di 3;

b) diminuisce di 3; c) aumenta di 2

29

Prima Dopo Elettroniscambiati

Semireazione di ossidazione

Semireazione di riduzione

Mg n.o. 0 Mg2+ n.o. +2 –2e– ✓

N2 n.o. 0..... 2N3– n.o. –3..... +6e– ✓

Fe2O3 n.o. +3..... 2FeO n.o. +2..... +2e– ✓

Al n.o. 0..... Al(OH)3 n.o. +3..... –3e– ✓

Cr2O3 n.o. +3..... 2CrO42– n.o. +6..... –6e– ✓

IO3– n.o. +5..... I– n.o. –1..... +6e– ✓

P4 n.o. 0..... 4PH3 n.o. –3..... +12e– ✓

CoCl2 n.o. +2..... Co(OH)3 n.o. +3..... –1e– ✓

30 c)✓ Fe3+(aq) → Fe2+

(aq) riduzione

d)✓ MnO2(s) → MnO4–(aq) ossidazione



CAPITOLO

SOLU

ZION

I DEG

LI ESER

CIZI DI TESTO

CAPITOLO 23LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE2331

elemento che si ossida elemento che si riduce agente ossidante agente riducente

a) As N HNO3 H3AsO3

b) I Cl HClO NaI

c) C Mn KMnO4 H2C2O4

d) Al S H2SO4 Al

e) Cu S H2SO4 Cu

f) S N HNO3 SO2

g) Zn S H2SO4 Zn

h) I N HNO3 I2

32 —33 —34 no; l’ambiente acido favorisce lo spostamento a

destra della reazione35 dagli ossigeni dello ione permanganato36 Cu e Cu2+

37 KOH (+1; –2; +1); Cl2 (0); KCl (+1; –1); KClO3 (+1; +5; –2); H2O (+1; –2);

6K+ + 6OH– + 3Cl2 → → 5K+ + 5Cl– + K+ + ClO3

– + 3H2O; 6OH– + 3Cl2 → 5Cl– + ClO3

– + 3H2O; reazione di dismutazione38 KClO3 (+1; +5; –2); KCl (+1; –1);

O2 (0); KClO4 (+1; +7; –2); la seconda è una reazione di dismutazione39 a) 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

b) 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

c) H2 + Cl2 → 2HCl40 a) Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O

b) 3Hg + 2HNO3 + 6HCl →

→ → 3HgCl2 + 2NO + 4H2O

c) Ca3(PO4)2 + 3SiO2

+ 5C →

→ 3CaSiO3 + 2P + 5CO

d) 2SO2 + O2

+ 2H2O → 2H2SO4

e) 3Cu2S + 20HNO3 → 6Cu(NO3)2 + + 3SO2 + 10H2O + 8NO f) 5PCl3 + 2KMnO4 + 24KOH → 2MnCl2 + + 5K3PO4 + 11KCl + 12H2O g) I2 + 5H2O2 → 2HIO3 + 4H2O41 a) 8Cr3+

(aq) + 3IO4–(aq) + 2OH2O →

→ 8CrO42–

(aq) + 3I–(aq) + 4H+

b) 4Zn(s) + NO3–(aq) + 10H+ →

→ 4Zn2+(aq) + NH4

+(aq) + 3H2O

c) 3Cu(s) + 2NO3–(aq) + 8H+ →

→ 2NO(g) + 3Cu2+(aq) + 4H2O

d) 4MnO4–(aq) + 5C(s) + 12H+ →

→ 5CO2(g) + 4Mn2+(aq) + 6H2O

e) Cr2O72–

(aq) + 3Sn2+(aq) + 14H+ →

→ 3Sn4+(aq) + 2Cr3+

(aq) + 7H2O

42 a) 3H2S(g) + 2NO3–(aq) + 2H+ →

3S(s) + 2NO(g) + 4H2O b) H2O2(aq) + 2I–

(aq) + 2H+ → I2(aq) + 2H2O(l)

c) NH3(g) + 2O2(g) → HNO3(l) + H2O(l) d) Cl2(g) + IO3

–(aq) + 2OH–

(aq) → → IO4

–(aq) + 2Cl–

(aq) + H2O(l)

43 a) 2I–(aq) + SO4

2–(aq) + 4H+ → I2(s) + SO2(g) + 2H2O;

b) 8I–(aq)

+ SO42–

(aq) + 10H+ → 4I2(s)

+ H2S(g) + 4H2O;

c) 3As2O3(s) + 4NO3–(aq) + 7H2O →

→ 6AsO43–

(aq) + 4NO(g) + 14H+; d) Cr2O7

2–(aq) + 3S2–

(aq) + 14H+ →

→ 3S(s) + 2Cr3+(aq)

+ 7H2O; e) 3As2O3(s) + 2IO3

–(aq)

+ 18 OH– → → 6AsO4

3–(aq) + 2I–

(aq) + 9H2O44 a) MnO4

–(aq) + NO2(g) + 2OH– →

→ NO3–(aq) + MnO4

2–(aq) + H2O

b) 4Zn(s) + NO3–(aq) + 7OH– →

→ 4ZnO22–

(aq) + NH3(g) + 2H2O c) H2CO(aq) + 2Ag

(aq) + 3OH– → → HCOO–

(aq) + 2Ag(s) + 2H2O d) 6KOH(aq) + 2Al(s) → 2K3AlO3(aq) + 3H2(g)

45 a) 4NH3(g) + 7O2(g) → 4NO2(g) + 6H2O(l)

b) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)

c) 2H2O(l) + 2K(s) → 2KOH(aq) + H2(g)

46 a) 2NO32 + Cu + 4H+ → 2NO2 + Cu2 + 2H2O

b) IO32 + 3AsO3

32 → I2 + 3AsO432

c) SO422 + Zn + 4H+ → Zn2 + SO2 + 2H2O

d) 2Cr3 + 3BiO32 + 4H+ →

→ Cr2O722 + 3Bi3 + 2H2O

e) I2 5ClO2 + H2O → 2IO32 + 5Cl2 + 2H+

f) 2Mn2 + 5BiO32 + 14H+ →

→ 2MnO42 + 5Bi3 + 7H2O

g) 3H3AsO3 + Cr2O722 + 8H+ →

→ 3H3AsO4 + 2Cr3 + 4H2O h) 2I2 + HSO4

2 + 3H+ → I2 + SO2 + 2H2O i) 3Sn + 4NO3

2 + 4H+ → 3SnO2 + 4NO + 2H2O l) PbO2 + 4Cl2 + 4H+ → PbCl2 + Cl2 + 2H2O m) Ag + NO3

2 + 2H+ → NO2 + Ag + H2O n) 4Fe3 + 2NH3OH → → 4Fe2 + N2O + 6H+ + H2O

CAPITOLO



SOLU

ZIO

NI

DEG

LI

ESER

CIZI

DI

TEST

O

23CAPITOLO 23

LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE

o) 2HNO2 + 2I2 + 2H+ → I2 + 2NO + 2H2O p) C2O4

22 + 2HNO2 + 2H+ → → 2CO2 + 2NO + 2H2O q) 5HNO2 + 2MnO4

2 + H+ → → 2Mn2 + 5NO3

2 + 3H2O r) 3H3PO2 + 2Cr2O7

22 + 16H+ → → 3H3PO4 + 4Cr3 + 8H2O s) 2VO2

+ Sn2 + 4H+ → 2VO2 + Sn4 + 2H2O t) XeF2 + 2Cl2 → Xe + 2F2 + Cl2

47 a) 2CrO422 3S22 + 4H2O → 3S 2CrO2

2 + + 8OH–

b) 2MnO42 + 3C2O4

22 + 4H2O → → 6CO2 + 2MnO2 + 8OH–

c) 4ClO32 + 3N2H4 → 6NO + 4Cl2 + 6H2O

d) NiO2 + 2Mn(OH)2 → → Mn2O3 + Ni(OH)2 + 2H2O e) 3SO3

22 + 2MnO42 + H2O →

→ 3SO422 + 2MnO2 + 2OH–

f) 3SO322 + 2CrO4

22 + H2O → → 3SO4

22 + 2CrO22 + 2OH–

g) 4Au 16CN2 + 3O2 + 6H2O → → 4Au(CN)4

2 + 12OH2

48 a) 2HNO3 + 3H3AsO3 → → 3H3AsO4 + 2NO + H2O

b) NaI + 3HOCl → NaIO3 + 3HCl c) 6H2SO4 + 2Al → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O d) 3SO2 + 2HNO3 + 2H2O → 3H2SO4 + 2NO e) 4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O49 a) 8S2O3

22(aq) → S8(s) + 8SO3

22(aq)

b) NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(l) c) Hg2Cl2(s) → HgCl2(s) + Hg(l) (già bilanciata)50 a) 4NaClO3 → NaCl + 3NaClO4

b) 2KMnO4 → MnO2 + K2MnO4

+ O2

c) 3NaClO → 2NaCl + NaClO3

d) 4S + 6NaOH → 2Na2S + Na2S2O3 + 3H2O

e) P2O4 + 5KOH → K2HPO3

+ K3PO4 + 2H2O

f) 2P4 + 9H2O + 3KOH → 5PH3

+ 3KH2PO4

51 La reazione a) non è redox. a) si deve considerare non tanto la massa equivalente dell’alluminio quanto piuttosto la massa equivalente dell’idrossido di Al, che è uguale a 1/3 della massa molare;

b) 9,0 g/eq

52

sostanza semireazione massa molareg/mol

massa equivalenteg/eq

moliequivalenti

relazionetra N e M

Zn Zn → Zn2+ + 2e– 65,37 32,69 2 N = 2M

Na+ Na+ + 1e– → Na 22,99 22,99 1 N = M

NO3– NO3

– + 3e– → NO 62,01 20,67 3 N = 3M

Cr2O72– Cr2O7

2– + 6e– → 2Cr3+ 216,00 36,00 6 N = 6M

53 Npermanganato = 0,500 eq/L; Nacido ossalico = 0,833 eq/L;

neq = 0,125 eq54 Ndicromato = 0,10 eq/L;

neqSnCl2 = 0,0124 = 0,012 eq;

mSnCl2 = 1,2 g

55 4,00 ∙ 10–3 eq/L; mvit.C = 0,0440 g;

Vsucco = 1,7 ∙ 102 mL

REVIEW1 –2 –1 0 +4

C2H6O → C2H4O → C2H4O2 → CO2 alcol aldeide acido diossido etilico acetica acetico di carbonio

2 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; 2K + 2H2O → 2KOH + H2;

si ossidano; l’idrogeno di H2O: da +1 a 03 BrO3

– + 5H+ + 4e– → HBrO + 2H2O; riduzione4 il carbonio del gruppo !CH2OH passa dal n.o.

–1 al n.o. +3 del carbossile !COOH

5 la prima è redox, la seconda è acido-base; Ag2S; Al; H2S; NaHCO3

6 Il ferro, come si vede anche dalla fig. 18.12 di pag. 380, è più reattivo del rame e tende a ossi-darsi con formazione di ruggine. La grondaia di conseguenza si sposta, fino a staccarsi comple-tamente nel tempo. L’esecutore del lavoro non si è comportato correttamente.

7 1,22 gMg; 0,100 mol di e–

8 N: è una reazione di dismutazione



CAPITOLO

SOLU

ZION

I DEG

LI ESER

CIZI DI TESTO

CAPITOLO 23LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE23

9 2PbS + 3O2 → 2PbO + SO2; PbO + C → Pb + CO;

S si ossida e O si riduce; C si ossida e Pb si riduce10 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O;

2NO + O2 → 2NO2; 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO11 Br2 + H2O → HBrO + HBr12 a) e c)

13 a) 2H2S(g) + 3O2(g) → 2SO2(g) + 2H2O(l)

b) 16H2S(g) + 8SO2(g) → 3S8(s) + 16H2O(l)

14 a) 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O; b) Cl2 + Na2SO3 + 2NaOH →

→ Na2SO4 + 2NaCl + H2O15 il cloro è sia ossidato sia ridotto; NaClO è ossi-

dante; NaClO2 è riducente16 S2O3

2– + 4Cl2 + 5H2O → 8Cl– + 2SO42– + 10H+

17 a) H2SO3 H: +1; S: +4; O: –2 b) Cl2 Cl: O

c) NO3– N: +5; O: –2

d) NaHCO3 Na: +1; H: +1; C: +4; O: –2 e) SF6 S: +6; F: –1

18 3Ag(s) + NO32

(aq) + 4H+ → 3Ag(aq) + NO(g) + 2H2O

19 forward reaction: Cl2 is reduced and it is oxidi-zed; reverse reaction: Cl– is the reducing agent, HClO is the oxidizing agent

20 a) MgO(s) + H2CO3(aq) → MgCO3(s) + H2O(l)

it isn’t a redox reaction b) KNO3(s) → KNO2(s) + O2(g)

oxidized atom: O; reduced atom: N c) H2(g) + CuO(s) → Cu(s) + H2O(l)

oxidized atom: H; reduced atom: Cu d) NaOH(s) + HCl(s) → NaCl(aq) + H2O(l)

it isn’t a redox reaction e) H2(g) + Cl2(g) → HCl(g)

oxidized atom: H; reduced atom: Cl f) SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)

it isn’t a redox reaction

Note: oxidized atom = reducing agent; reduced atom = oxidizing agent

CAPITOLO



SOLU

ZIO

NI

DEG

LI

ESER

CIZI

DI

TEST

O

24CAPITOLO 24

L’ELETTROCHIMICA

Soluzioni capitolo 24

1 —2 —3 —4 —5 —6 nel primo caso la lamina di zinco si ricopre di

uno strato di rame metallico, mentre nel secon-do caso non avviene alcuna reazione

7 immergendo la lamina di argento in una solu-zione di un sale di zinco

8 Au3+; Ag+; Sn2+

9 negativo10 nel circuito interno gli anioni del ponte salino si

liberano nella semicella anodica, mentre i cationi in quella del catodo; nel circuito esterno gli elettroni si muovono dall’anodo al catodo

11 cessa il trasporto di elettroni e si blocca la rea-zione, perché il circuito non è chiuso

12 anodo: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e–;

catodo: Fe2+(aq) + 2e– → Fe(s);

Mg(s) + Fe2+(aq) → Mg2+

(aq) + Fe(s)

13

SO42– SO4

2–

(–)anodo

(+)catodoV

Cu AgCl– K+

KCl

Ag+

Cu2+

riduzione: Ag+(aq) + e– → Ag(s);

ossidazione: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e–;

Cu(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+

(aq) + Ag(s); (–) Cu(s) / Cu2+

(aq) (1 M) // Ag+(aq) (1 M) / Ag(s) (+)

14 VPbAl

KCl

Pb2+Al3+

anodo: Al(s) → Al3+(aq) + 3e-;

catodo: Pb2+(aq) + 2e– → Pb(s);

(–) Al(s) / Al3+(aq) (1 M) // Pb2+

(aq) (1 M) / Pb(s) (+)15 costruendo l’anodo di alluminio, immerso in

ioni Al3+, e il catodo di stagno, immerso in ioni Sn2+

16 (–)anodo

(+)catodoV

Zn Ag

Ag+Zn2+

e–

KCl

dall’anodo al catodo; i cationi al catodo e gli anioni all’anodo;

riduzione: Ag+(aq) + e– → Ag(s);

ossidazione: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–;

(–) Zn(s) / Zn2+(aq) (1 M) // Ag+

(aq) (1 M) / Ag(s) (+)17 tutti quelli con E° < –0,13 V18 no, perché le reazioni spontanee sviluppano

potenziali di cella positivi19 a) Au3+; b) MnO4

–; c) H+; d) Cu2+

20 a) Co; b) H2; c) K; d) Cu+

21 anodo: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e–;

catodo: Ag+(aq) + e– → Ag(s); E°Ag+/Ag = 0,80 V

22 sarebbero tutti superiori di una quantità pari a +0,26 V

23 a) 1,76 V; b) 0,91 V; c) 0,28 V; d) 1,20 V24 Cr2O7

2– oppure O2, entrambi in ambiente acido25 non esiste26 perché dipende da come il suo valore di poten-

ziale si posiziona rispetto a quello della coppia redox che gli viene associata. Nessuna coppia redox è univocamente solo ossidante o solo riducente

27 Ni; anodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–;

catodo: Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s);

Zn(s) + Ni2+(aq) → Zn2+

(aq) + Ni(s)

28

Ag+/Ag Cu2+/Cu Zn2+/Zn Pb2+/Pb Al3+/Al Au3+/Au Sn2+/Sn Pd2+/Pd

Ag+/Ag + +

Cu2+/Cu + + +

Zn2+/Zn + + + + + +

Pb2+/Pb + + + +

Al3+/Al + + + + + + +

Au3+/Au

Sn2+/Sn + + + + +

Pd2+/Pd +



CAPITOLO

SOLU

ZION

I DEG

LI ESER

CIZI DI TESTO

CAPITOLO 24L’ELETTROCHIMICA2429

Ag+/Ag Cu2+/Cu Zn2+/Zn Pb2+/Pb Al3+/Al Au3+/Au Sn2+/Sn Pd2+/Pd

Ag+/Ag 0,70 V 0,15 V

Cu2+/Cu 0,46 V 1,16 V 0,61 V

Zn2+/Zn 1,56 V 1,10 V 0,63 V 2,26 V 0,62 V 1,71 V

Pb2+/Pb 0,93 V 0,47 V 1,63 V 1,08 V

Al3+/Al 2,46 V 2,00 V 0,90 V 1,53 V 3,16 V 1,52 V 2,61 V

Au3+/Au

Sn2+/Sn 0,94 V 0,48 V 0,01 V 1,64 V 1,09 V

Pd2+/Pd 0,55 V

30 Mn(s) + Sn2+(aq) → Mn2+

(aq) + Sn(s); (–) Mn(s) / Mn2+

(aq) (1 M) // Sn2+(aq) (1 M) / Sn(s) (+);

anodo: Mn(s) → Mn2+(aq) + 2e–;

catodo: Sn2+(aq) + 2e– → Sn(s);

(–) (+)V

Mn SnKCl

Mn2+ Sn2+

e–

dall’anodo; ΔE° = +1,04 V31 perché corrispondono a un valore di ΔG° nega-

tivo32 2Cr(s) + 3Co2+

(aq) → 2Cr3+(aq) + 3Co(s)

33 2MnO4– + 16H+ + 10I– → 2Mn2+ + 8H2O + 5I2

34 sì35 perché Cl2 è in grado di ossidare Br–, mentre I2

no36 +0,60 V37 +1,92 V; –3,71 × 105 J38 +0,51 V; –9,84 × 104 J39 Au; +1,76 V; –1,02 × 106 J40 a) +0,12 V; –2,32 × 104 J;

b) +0,19 V; –3,67 × 104 J; c) +0,79 V; –1,52 × 105 J41 anodo: Cd(s) → Cd2+

(aq) + 2e–; catodo: Cu2+

(aq) + 2e– → Cu(s); Cd(s) + Cu2+

(aq) → Cd2+(aq) + Cu(s);

(–) (+)V

Cd CuKCl

Cd2+

Cu2+

K+

NO–3

NO–3

Cl–

diminuisce di 4,17 g; 4,47 × 1022 e–

42 +0,76 V43 +0,080 V44 +1,06 V

45 minore di 1 M; –0,57 = –0,45 – 0,059 1/2 × log(1/[Fe2+])46 le reazioni di ossido-riduzione47 —48 —49 il fluoro50 Cu51 l’acqua salata ha grande conducibilità e funge

da ponte salino della cella elettrochimica ferro-ossigeno

52 no53 considerando la reazione tra Fe e H+:

2H+(aq) + Fe(s) → H2(g) + Fe2+

(aq)

54 perché manca la soluzione elettrolitica costitui-ta dall’acqua

55 perché il metallo, l’acqua e l’ossigeno in essa disciolto costituiscono una pila

56 l’acqua distillata, essendo in piccolissima parte ionizzata, non conduce la corrente elettrica, ed è quindi necessario aggiungere un elettrolita

57 Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)

58 anodo: 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–;

catodo: Ca2+(aq) + 2e– → Ca(s)

59 al catodo il pH diventa più basico, mentre all’a-nodo diventa più acido

60 2 : 161 anodo: 2Br–

(aq) → Br2(g) + 2e–; catodo: K+

(aq) + e– → K(s); 2Br–

(aq) + 2K+(aq) → Br2(g) + 2K(s)

62 all’anodo: Br–; Cl–; F–; al catodo: Mg2+; Ca2+; K+

63 E° > –0,83 V; E° < +1,23 V64 catodo: si deposita Ag;

anodo: si libera ossigeno 65 catodo: Ca;

anodo: I2

CAPITOLO



SOLU

ZIO

NI

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CIZI

DI

TEST

O

24CAPITOLO 24

L’ELETTROCHIMICA

66

(–) catodo

(+) anodo

Ag+

Cu

fem

Ag

polo negativo; Ag+(aq) + e– → Ag(s)

67 anodo: 4OH– → O2 + 4e– + 2H2O; catodo: 2H2O + 2e– → H2 + 2OH–

68 anodo: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e–; catodo: 2H+ + 2e– → H2 69 Le impurezze costituite dai metalli meno nobi-

li, ossidandosi, restano in soluzione; quelle costituite da metalli più nobili precipitano con formazione dei cosiddetti fanghi anodici (si depositano presso l’anodo). La differenza di potenziale fra gli elettrodi deve assumere parti-colari valori. Durante l’elettrolisi, il rame si ossida all’anodo e si riduce al catodo depositan-dosi sulla lamina.

70 1 mole–; 3 mole–

71 5,00 molAl; 4,00 molCr

72 0,20 mole-; 0,30 mole-

73 anodo: 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–;

catodo: 2H2O + 2e– → H2 + 2OH–; 6,26 L di Cl2

74 16,8 L75 1,52 g76 25 minuti77 2,0 × 1022 ioni Zn;

4,0 × 1022 ioni Ag; 1,3 × 1022 ioni Al78 38 g79 39 g di Cl2 e 26 g di Na80 26 g di Cl2 e 6,7 g di Al81 0,33 A82 2,8 × 103 C83 +3

REVIEW1 nulla; che la lamina di Zn si ricopre di Ni2 a)3 perché Al si ossida ad Al3+, dal sapore sgrade-

vole4 anodo: Fe; catodo: Cu;

Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+

(aq) + Cu(s); dall’anodo al catodo; K+ verso il catodo e NO3

– verso l’anodo; (–) Fe(s) / Fe2+

(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s) (+);

fem = +0,79 V5 a) +0,59 V; b) +0,95 V; il potenziale aumenta

all’aumentare della [Fe3+], perché la reazione di riduzione è favorita

6 a) pila Ni/Cu - anodo: Ni(s) → Ni2+(aq) + 2e–,

catodo: Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s);

pila Zn/Cu - anodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–,

catodo: Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s);

pila Zn/Ni - anodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–,

catodo: Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s)

b) Cu2+(aq) + Ni(s) → Cu(s) + Ni2+

(aq) Cu2+

(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq)

Ni2+(aq) + Zn(s) → Ni(s) + Zn2+

(aq)

c) +0,60 V; +1,10 V; +0,50 V; d) –1,16 × 105 J; –2,12 × 105 J; –9,65 × 104 J

7 a) anodo: Al(s) → Al3+(aq) + 3e– OX,

catodo: 2H+(aq) + 2e– → H2(g) red; +1,66 V

b) anodo: Fe2+(aq) → Fe3+

(aq) + e– OX, catodo: Ce4+

(aq) + e– → Ce3+(aq) red; +0,84 V

8 0,28 g9 5,5 × 10–3 g10 1,5 L11 3,0 h12 35 minuti13 (–) Mn(s) / Mn2+

(aq) // Ni2+(aq) / Ni(s) (+);

anodo: Mn(s) → Mn2+(aq) + 2e–;

catodo: Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s);

Mn(s) + Ni2+(aq) → Mn2+

(aq) + Ni(s); +0,92 V; –1,8 × 105 J14 O2(g) + 2H2(g) → 2H2O(l);

+1,23 V; –4,7 × 105 J15 oxidation16 The value E° = –0,76 V represents the electro-

motive force of the half cell Zn2+/Zn compared to the standard electrode H+/Hz.

47Idee per insegnare la chimica conValitutti, Falasca, Tifi, Gentile CHIMICA: CONCETTI E MODELLI.BLU - SECONDO BIENNIO © Zanichelli 2014

Soluzioni verso l’Università



CAPITOLO 1TITOLO DELL’UNITÀ1

CAPITOLO

Parte D - Il mondo dell’atomo1 b

2 c

3 e

4 c

5 a

6 c

7 b

8 c

9 a

10 b

11 b

12 e

13 d

14 a

15 b

16 a

17 c

18 d

19 e

20 c

Parte E - Dagli atomi alle molecole1 c

2 b

3 c

4 a

5 c

6 b

7 d

8 c

9 e

10 b

11 a

SOLU

ZION

I DEI TEST

VERSO L’U

NIVERSITÀ

1CAPITOLO



CAPITOLO 1TITOLO DELL’UNITÀ

Parte F - Le sostanze interagiscono1 a

2 a

3 b

4 d

5 d

6 a

7 c

8 c

9 e

10 a

11 c

12 b

13 d

14 d

15 d

16 c

Parte G - Cariche in movimento1 c

2 d

3 a

4 d

5 d

6 b

7 a

8 c

9 c

10 a

11 d

12 b

13 c

14 a

15 a

16 a

17 b

18 a

19 a

20 d

SOLU

ZIO

NI D

EI T

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Soluzioni capitolo 11 - Zanichelli online per la...

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